|
|
скорость химических реакций. _Скорость химической реакции, равновесие. 1) один из продуктов реакции удаляется из раствора в виде газа Zn 4hno3 Zn(NO3)2 2NO2 2H2O
Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Необратимые – протекают до полного израсходования реагирующих компонентов, т.е. одного из реагирующих. 1) один из продуктов реакции удаляется из раствора в виде газа: Zn + 4HNO3 = Zn(NO3)2 +2NO2 + 2H2O 2) один из продуктов реакции выпадает в осадок: Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4 +2HNO3 3) образуется малодиссоциирующей вещество ( здесь вода) КОН + НС1 = КС1 + Н2О 4) образуется комплексная соль: СuSО4 +4 NН3 = [Сu(NН3)4]SО4 5)выделение большого количества теплоты: 2Мg + О2 = 2МgО - ∆Н 6) окислительно-восстановительные реакции: 2 СrСI3 + 10 КОН + 3 Н2О2= 2К2СrО4+ 6КС1 + 8 Н2О Скоростью реакции. Гомогенная система. Скоростью химической реакции называют изменение количества реагирующего вещества или образующегося продукта в единице объема за единицу времени. где ∆n – изменение количества вещества; 𝜏– время; c – изменение концентрации. В кинетике под реагентами понимают исходные вещества, а образующиеся в ходе реакции вещества – продукты. Скоростью реакции. Гетерогенная система. Для гетерогенных систем (различные фазы) реакции протекают на поверхности раздела фаз, и скорость определяется количеством вещества, вступившего в реакцию или получившегося в результате реакции (∆n) за единицу времени (∆𝜏) на единице поверхности раздела (S): В химической кинетике реакции классифицируют по: - молекулярности и порядку реакции;
- по механизму протекания.
1) Молекулярность определяется числом молекул, участвующим в элементарном химическом акте: Н2 = 2Н – мономолекулярная; CН3COOC2H5 + H2O = CН3COOH + C2Н5OH – бимолекулярная; 2NO + Cl2 = 2NOCl – тримолекулярная. Реакции с молекулярностью большей трех не встречаются, т.к. вероятность столкновения сразу четырех и более молекул очень мала. 2) Порядок реакции – это сумма показателей степеней при концентрациях веществ в уравнении закона действующих масс. - Параллельные реакции. Практически выгодным является получение перхлората калия, который является одним из компонентов ракетного топлива, поэтому изучение скорости и факторов влияющих на скорость химических реакций позволяет управлять параллельными реакциями и достигнуть .
2) Последовательные реакции . Чтобы управлять процессом, необходимо выявить стадию, у которой скорость реакции минимальна, то есть скорость реакции, которая является лимитирующей для всего процесса. Затем, подбирая условия реакции, увеличивать скорость лимитирующей стадии, тем самым будет увеличиваться скорость всего процесса. 3) Сопряженные реакции. Одна реакция идет только в том случае, если идет вторая. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. - Природа реагирующих веществ.
- Концентрация.
- Температура.
- Катализатор
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. 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. Температура. Уравнение Аррениуса. Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса: где: R – универсальная газовая постоянная [8,314= 0,082 ]; Ea – энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению. А – перед экспоненциальный множитель, который характеризует константу скорости при нулевой энергии активации и показывает число наиболее вероятных столкновений всех частиц соударяющихся в системе. Энергия активации. Множитель [] долю «удачных» столкновений, энергия которых превышает энергию активации Е*, Преобразование уравнения через логарифмическую зависимость позволяет с помощью опытных данных определить энергию активации систем вступающих в химические реакции. Энергию активации легко рассчитать, если известны константы скорости при разных температурах. Все молекулы, запас энергии, которых не ниже энергетического барьера называются активными и они находятся в состоянии активированного комплекса. В состоянии активированного комплекса нет уже исходных веществ, но и еще нет продуктов реакции (старые связи еще не до конца разорвались, а новые не образовались). Энергия такой системы максимальна, а значит, активированный комплекс неустойчив. Энергия активации. Разница в энергиях между исходным и переходным состоянием равна энергии активации. То есть, активные молекулы должны обладать энергией активации для осуществления взаимодействия для того, чтобы произошло ослабление связей в исходных веществах, для преодоления отталкивания между электронами в сближающихся молекулах, которое мешает их столкновению. Следовательно, энергия активации является одним из параметров, характеризующих скорость процесса. Чем больше энергия активации, тем меньше скорость процесса Фундаментальным представлением в теории химической кинетики Фундаментальным представлением в теории химической кинетики является понятием об активном комплексе, включающее несколько отправных моментов. а) не любое столкновение частиц в реальном объеме приводит к их взаимодействию, а лишь такое, при котором обеспечена выгодная пространственная ориентация, максимально сближающая ядра и электронные орбитали партнеров. б) энергия соударения частиц должна быть достаточной для разрыва прежних и образование новых связей. Такой энергией обладают не все молекулы, а лишь определенная их часть, относимая к активным. Та избыточная энергия, которой обладают активные частицы и благодаря которой становится возможной химическая реакция, называется энергией активации. в) «удачно» столкнувшиеся молекулы образуют активированный переходный комплекс, т.е. временное непрочное соединение энергии, в котором ослаблены и удлинены связи, разрываемые в ходе реакции. Ослабление и удлинение связей требует затраты энергии. Следовательно, кинетическая энергия соударений должна превышать энергию активации. Энергетическая диаграмма хода химического процесса имеет вид. Кинетика экзо- и эндотермические реакции. - А - реагенты,
- В - активированный комплекс (переходное состояние),
- С - продукты. Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.
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. 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"). Методы измерения скорости химической реакции. Чтобы экспериментально измерить скорость химических реакций необходимо знать начальные концентрации исходных реагирующих веществ и концентрации их в различные моменты времени. Полученные данные представляют в виде графика кинетической кривой (зависимость С от τ). Уменьшение концентрации НС1 и накопление Н2 в ходе реакции. Zn + НС1 = ZnС12 + Н2 В зависимости от способа измерения концентрации вещества методы измерения скорости делят на химические, физические, биохимические так например в выше указанной реакции можно получить данные определения скорости по изменению концентрации НС1 Методом кислотно-основного титрования - химический метод. Или по величине водородного показателя рН с помощью рН- метра можно определить изменение СНС1- физико-химический метод кроме того количество выделяющегося Н2 можно определить в л т.е. по объему или по р – физический метод. К физическим методам относят и спектральные методы, основанные на измерениях спектров поглощения реагентов или продуктов в ультрафиолетовой видимой инфракрасной области. Химическое равновесие 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. Смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Если система находится в состоянии равновесия, т о она будет пребывать в нем до тех пор, пока внешнее условие сохраняются постоянно. Если условия изменить, то система выйдет из равновесия – скорости прямого и обратного процессов изменятся по-разному. Наибольшее значение имеет случай нарушения равновесия вследствие изменения 1) концентрации какого либо из веществ, участвующих в равновесии 2) давление 3) температуры. 1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул). 2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплот Так синтез аммиака представляет собой экзотермическую реакцию. При повышении температуры равновесие смещается влево. Принцип Ле Шателье, в применении к химическим равновесиям можно сформулировать так: Если на систему находящуюся в равновесии. Оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшиться. |
|
|
Скачать 2.52 Mb.