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
| V1 | ||
| A + Б | <-> | В |
| V2 |
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/
Похожие работы
воды из пор грунта и пр. Мероприятия : 1) Уменьшение массы 2)Увеличение давления воздуха 3)Увеличение жесткости покрышки 5.Поцесс сжатия. Параметры процесса сжатия. Конструктивные особенности двигателей, определяемые параметрами процесса сжатия. Основное назначение процесса сжатия состоит в том, чтобы создать условия, способствующие возможно лучшему сгоранию горючей смеси. Процесс сжатия ...
... школа, 1988. 10. Артюхов В.Г., Ковалева Т.А., Шмелев В.П. Биофизика. Воронеж: Воронежский гос. ун-т 1994. 11. Антонов В.Ф. Биофизика. VI.: Арктос-Викапресс, 2000. 12. Дополнительная 13. Механика и биомеханика 14. Никитин E. VI. Теоретическая механика. VI.: Наука. 1968. Александер Р. Биомеханика. VI.: Мир. 1970. 15. Журавлева А.И., Iраевская И.Д. Спортивная медицина и лечебная ...
... . Для оценки режима течения жидкости вводят специальный критерий; число кавитации К f ' 7. Истечение жидкости из отверстий и насадков > 7.1. Отверстие в тонкой стенке Одной из типичных задач гидравлики, которую можно назвать задачей прикладного характера, является изучение процессов, связанных с истечением жидкости из отверстия в тонкой стенке и через насадки. ...
... это количество вещества, взятая в количестве 1 моля. g - количество вещества или число молей. [g]= моль [m]= кг/моль Билет № 7 1. Важным понятием в молекулярной физике и термодинамике является понятие термодинамической системы, к рассмотрению которого мы и переходим. 1.Термодинамической системой (или просто системой) называют совокупность большого числа молекул, атомов или ионов ...
0 комментариев