Кінематика хімічних реакцій

[ виправити ] текст може містити помилки, будь ласка перевіряйте перш ніж використовувати.

скачати

Швидкість хімічних реакцій.

Швидкість реакції визначається зміною молярної концентрації одного з реагуючих речовин:

V = ± ((С2 - С1) / (t2 - t1)) = ± (DС / Dt)

де С1 і С2 - молярні концентрації речовин в моменти часу t1 і t2 відповідно (знак (+) - якщо швидкість визначається по продукту реакції, знак (-) - по вихідній речовині).

Реакції відбуваються при зіткненні молекул реагуючих речовин. Її швидкість визначається кількістю зіткнень і ймовірністю того, що вони призведуть до перетворення. Число зіткнень визначається концентраціями реагуючих речовин, а ймовірність реакції - енергією зіштовхуються молекул.

Фактори, що впливають на швидкість хімічних реакцій.

1. Природа реагуючих речовин. Велику роль відіграє характер хімічних зв'язків і будова молекул реагентів. Реакції протікають у напрямку руйнування менш міцних зв'язків та утворення речовин з більш міцними зв'язками. Так, для розриву зв'язків у молекулах H2 і N2 потрібні високі енергії; такі молекули мало реакційноздатні. Для розриву зв'язків у сільнополярних молекулах (HCl, H2O) потрібно менше енергії, і швидкість реакції значно вище. Реакції між іонами в розчинах електролітів протікають практично миттєво.

Приклади.

Фтор з воднем реагує з вибухом при кімнатній температурі, бром з воднем взаємодіє повільно і при нагріванні.

Оксид кальцію вступає в реакцію з водою енергійно, з виділенням тепла; оксид міді - не реагує.

2. Концентрація. Зі збільшенням концентрації (числа частинок в одиниці об'єму) частіше відбуваються зіткнення молекул реагуючих речовин - швидкість реакції зростає.

Закон діючих мас (К. Гульдберг, П. Вааге, 1867р.).

Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

aA + bB +. . . ®. . .

V = k • [A] a • [B] b •. . .

Константа швидкості реакції k залежить від природи реагуючих речовин, температури і каталізатора, але не залежить від значення концентрацій реагентів.

Фізичний сенс константи швидкості полягає в тому, що вона дорівнює швидкості реакції при одиничних концентраціях реагуючих речовин.

Для гетерогенних реакцій концентрація твердої фази у вираз швидкості реакції не входить.

3. Температура. При підвищенні температури на кожні 10 ° C швидкість реакції зростає в 2-4 рази (Правило Вант-Гоффа). При збільшенні температури від t1 до t2 зміна швидкості реакції можна розрахувати за формулою:

(T2 - t1) / 10
Vt2 / Vt1 = g

(Де Vt2 і Vt1 - швидкості реакції при температурах t2 і t1 відповідно; g-температурний коефіцієнт даної реакції).

Правило Вант-Гоффа застосовується лише у вузькому інтервалі температур. Більш точним є рівняння Арреніуса:

k = A • e -Ea/RT

де

A - постійна, що залежить від природи реагуючих речовин;

R - універсальна газова постійна [8,314 Дж / (моль o К) = 0,082 л o атм / (моль o К)];

Ea - енергія активації, тобто енергія, якою повинні володіти зіштовхуються молекули, щоб зіткнення призвело до хімічного перетворення.

Енергетична діаграма хімічної реакції.

А - реагенти, В - активоване комплекс (перехідний стан), С - продукти.

Чим більше енергія активації Ea, тим сильніше зростає швидкість реакції при збільшенні температури.

4. Поверхня зіткнення реагуючих речовин. Для гетерогенних систем (коли речовини знаходяться в різних агрегатних станах), чим більше поверхня зіткнення, тим швидше протікає реакція. Поверхня твердих речовин може бути збільшена шляхом їх подрібнення, а для розчинних речовин - шляхом їх розчинення.

5. Каталіз. Речовини, які беруть участь в реакціях і збільшують її швидкість, залишаючись до кінця реакції незмінними, називаються каталізаторами. Механізм дії каталізаторів пов'язаний зі зменшенням енергії активації реакції за рахунок утворення проміжних сполук. При гомогенному каталізі реагенти і каталізатор становлять одну фазу (знаходяться в одному агрегатному стані), при гетерогенному каталізі - різні фази (знаходяться в різних агрегатних станах). Різко уповільнити перебіг небажаних хімічних процесів у ряді випадків можна додаючи в реакційне середовище інгібітори (явище "негативного каталізу").

Хімічна рівновага.

Оборотні реакції - хімічні реакції, що протікають одночасно в двох протилежних напрямках.

Хімічна рівновага - стан системи, в якому швидкість прямої реакції (V1) дорівнює швидкості зворотної реакції (V2). При хімічному рівновазі концентрації речовин залишаються незмінними. Хімічна рівновага має динамічний характер: пряма і зворотна реакції при рівновазі не припиняються.

Стан хімічного рівноваги кількісно характеризується константою рівноваги, що представляє собою відношення констант прямий (K1) і зворотного (K2) реакцій.

Для реакції mA + nB pC + dD константа рівноваги дорівнює

K = K1 / K2 = ([C] p • [D] d) / ([A] m • [B] n)

Константа рівноваги залежить від температури і природи реагуючих речовин. Чим більше константа рівноваги, тим більше рівновагу зрушено в бік утворення продуктів прямої реакції.

Способи зміщення рівноваги.

Принцип Ле-Шательє. Якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, проводиться зовнішній вплив (змінюються концентрація, температура, тиск), то воно сприяє протіканню тієї з двох протилежних реакцій, яка послаблює цей вплив

V1
A + Б У
V2

1. Тиск. Збільшення тиску (для газів) зміщує рівновагу в бік реакції, що веде до зменшення обсягу (тобто до утворення меншої кількості молекул).

V1
A + Б У ; Збільшення P призводить до V1> V2
V2
2 1

2. Збільшення температури зміщує положення рівноваги в бік ендотермічної реакції (тобто в бік реакції, що протікає з поглинанням теплоти)

V1 В + Q, то збільшення t ° C призводить до V2> V1
A + Б
V2
V1 В - Q, то збільшення t ° C призводить до V1> V2
A + Б
V2

3. Збільшення концентрації вихідних речовин і видалення продуктів зі сфери реакції зміщує рівновагу в бік прямої реакції. Збільшення концентрацій вихідних речовин [A] або [Б] або [А] і [Б]: V1> V2.

4. Каталізатори не впливають на стан рівноваги.

Додати в блог або на сайт

Цей текст може містити помилки.

Виробництво і технології | Реферат
12.4кб. | скачати


Схожі роботи:
Енергетика хімічних реакцій
Кінетика хімічних реакцій
Класифікація хімічних реакцій
Теплові ефекти хімічних реакцій
Поняття хімічних реакцій та їх класифікація
Вивчення основних закономірностей протікання хімічних реакцій
Швидкість хімічних реакцій Каталіз і хімічна рівновага
Елементарні стадії хімічних реакцій основи теорії
Експериментальні дослідження процесу тепломасообміну і хімічних реакцій вуглецю з газами
© Усі права захищені
написати до нас