реферат по химии МАИ. Реферат 2 химии. Министерство образования и науки российской федерации московский авиационный институт
 Скачать 1 Mb.
|
|
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Московский авиационный институт (национальный исследовательский университет) Кафедра №908 “Физическая Химия” Рефераты на темы: • Скорость химической реакции • Средняя и мгновенная скорости реакции. • Влияние концентрации реагентов на скорость реакции первого и второго порядка • Влияние температуры на скорость реакции • В каких интервалах температур применяются уравнения Вант-Гоффа и Аррениуса. • Энергия активации, активированный комплекс (механизм образования), дать пояснения по Рис. 7.3, 7.4 • Внести изменения влияния катализатора в энергетическую диаграмму 7.3. Выполнил: студент группы М20-114бки-20 Уэзо Ругамас Давид Улисес Проверила: Преподавательница Кафедры №908 “Физика Химия” Александрова Юлия Петровна Тема” Химическая Кинетика” Г. Москва, 2021 г. Оглавление ВВЕДЕНИЕ ................................................................................................................................................. 1 1.0 Скорость химической реакции ............................................................................................................ 2 1.1 Факторы, влияющие на скорость химической реакции ................................................................ 2 1.1.1 Температура ................................................................................................................................ 2 1.1.2 Концентрация ............................................................................................................................. 3 1.1.3 Давление ..................................................................................................................................... 4 1.1.4 Катализатор ................................................................................................................................ 5 2.0 Влияние концентрации реагентов на скорость реакции первого и второго порядка ..................... 7 2.1 первый порядок ................................................................................................................................. 8 2.2 второй порядок .................................................................................................................................. 8 3.0 В каких интервалах температур применяются уравнения Вант-Гоффа и Аррениуса. ................... 9 4.0 Энергия активации, активированный комплекс (механизм образования) .................................... 11 Заключение ................................................................................................................................................ 14 Список Литературы .................................................................................................................................. 15 список используемых книг ...................................................................................................................... 15 1 ВВЕДЕНИЕ Кинетика - учение о скоростях различных процессов и механизме их протекания. Ее составные части. Определение скорости химической реакции. Закон действующих масс для нее. Константа скорости и период полу превращения. Кинетические характеристики реакции. В отличие от химической термодинамики, которая отвечает на вопрос об энергетической выгодности и принципиальной возможности протекания того или иного процесса, предметом химической кинетики является изучение того, с какой скоростью осуществляются эти процессы. Известно, что одни реакции протекают очень быстро, практически мгновенно, прохождение других длится достаточно продолжительное время, а некоторые энергетически выгодные процессы в определенных условиях практически неосуществимы. Предметом химической кинетики является также и выявление механизмов, по которым протекают химические взаимодействия, так как их знание может дать ответ на вопрос, каким образом можно наиболее эффективно влиять на скорость того или иного процесса. В соответствии с отмеченными выше задачами учение о химической кинетике можно условно подразделить на две части. Формальная кинетика устанавливает математические выражения и уравнения, описывающие скорость процесса, или концентрации участников реакции как функцию времени, без рассмотрения детального механизма процесса. Другой раздел химической кинетики рассматривает детальный механизм протекания химических превращений, которые чаще всего являются совокупностью многих элементарных процессов. Такой подход позволяет получить физико-химически обоснованные теоретические уравнения, описывающие скорости соответствующих реакций. 2 1.0 Скорость химической реакции показывает, как быстро происходит та или иная реакция. Взаимодействие происходит при столкновении частиц в пространстве. При этом реакция происходит не при каждом столкновении, а только когда частица обладают соответствующей энергией Скорость реакции – количество элементарных соударений взаимодействующих частиц, заканчивающихся химическим превращением, за единицу времени. Определение скорости химической реакции связано с условиями ее проведения. Если реакция гомогенная – т. е. продукты и реагенты находятся в одной фазе – то скорость химической реакции определяется, как изменение концентрации вещества в единицу времени: υ = ΔC / Δt Если реагенты, или продукты находятся в разных фазах, и столкновение частиц происходит только на границе раздела фаз, то реакция называется гетерогенной, и скорость ее определяется изменением количества вещества в единицу времени на единицу реакционной поверхности: υ = Δν / (S·Δt) 1.1 Факторы, влияющие на скорость химической реакции 1.1.1 Температура Самый простой способ изменить скорость реакции – изменить температуру. Как вам, должно быть, известно из курса физики, температура – это мера средней кинетической энергии движения частиц вещества. Если мы повышаем температуру, то частицы любого вещества начинают двигаться быстрее, а следовательно, сталкиваться чаще. Однако при повышении температуры скорость химических реакций увеличивается в основном благодаря тому, что увеличивается число эффективных соударений. При повышении температуры резко увеличивается число активных частиц, которые могут преодолеть энергетический барьер реакции. Если понижаем температуру – частицы начинают двигаться медленнее, число активных частиц уменьшается, и количество эффективных соударений в секунду уменьшается. Таким образом, при повышении температуры скорость химической реакции повышается, а при понижении температуры — уменьшается. 3 Обратите внимание! Это правило работает одинаково для всех химических реакций (в том числе для экзотермических и эндотермических). Скорость реакции не зависит от теплового эффекта. Скорость экзотермических реакций при повышении температуры возрастает, а при понижении температуры – уменьшается. Скорость эндотермических реакций также возрастает при повышении температуры, и уменьшается при понижении температуры. Более того, еще в XIX веке голландский физик Вант-Гофф экспериментально установил, что скорость большинства реакций примерно одинаково изменяется (примерно в 2–4 раза) при изменении температуры на 10оС. Правило Вант-Гоффа звучит так: повышение температуры на 10оС приводит к увеличению скорости химической реакции в 2–4 раза (эту величину называют температурный коэффициент скорости химической реакции γ). Точное значение температурного коэффициента определяется для каждой реакции. здесь v 2 — скорость реакции при температуре T 2 , v 1 — скорость реакции при температуре T 1 , γ — температурный коэффициент скорости реакции, коэффициент Вант-Гоффа. В некоторых ситуациях повысить скорость реакции с помощью температуры не всегда удается, т.к. некоторые вещества разлагаются при повышении температуры, некоторые вещества или растворители испаряются при повышенной температуре, т.е. нарушаются условия проведения процесса. 1.1.2 Концентрация Также изменить число эффективных соударений можно, изменив концентрацию реагирующих веществ. Понятие концентрации, как правило, используется для газов и жидкостей, т. к. в газах и жидкостях частицы быстро двигаются и активно перемешиваются. Чем больше концентрация реагирующих веществ (жидкостей, газов), тем больше число эффективных соударений, и тем выше скорость химической реакции. На основании большого числа экспериментов в 1867 году в работах норвежских ученых П. Гульденберга и П. Вааге и, независимо от них, в 1865 году русским ученым Н.И. Бекетовым был выведен основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ: 4 Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их коэффициентам в уравнении химической реакции. Для химической реакции вида: aA + bB = cC + dD закон действующих масс записывается так: здесь v — скорость химической реакции, C A и C B — концентрации веществ А и В, соответственно, моль/л k – коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции. Константа скорости реакции k показывает, с какой скоростью будут реагировать вещества, если их концентрации равны 1 моль/л, или их произведение равно 1. Константа скорости химической реакции зависит от температуры и не зависит от концентрации реагирующих веществ. В законе действующих масс не учитываются концентрации твердых веществ, т.к. они реагируют, как правило, на поверхности, и количество реагирующих частиц на единицу поверхности при этом не меняется. 1.1.3 Давление Концентрация газов напрямую зависит от давления. При повышении давления повышается концентрация газов. Математическое выражение этой зависимости (для идеального газа) — уравнение Менделеева-Клапейрона: pV = νRT Таким образом, если среди реагентов есть газообразное вещество, то при повышении давления скорость химической реакции увеличивается, при понижении давления — уменьшается. 5 1.1.4 Катализатор Еще один способ увеличить скорость химической реакции – направить ее по другому пути, заменив прямое взаимодействие, например, веществ А и В серией последовательных реакций с третьим веществом К, которые требуют гораздо меньших затрат энергии (имеют более низкий активационный энергетический барьер) и протекают при данных условиях быстрее, чем прямая реакция. Это третье вещество называют катализатором. Катализаторы – это химические вещества, участвующие в химической реакции, изменяющие ее скорость и направление, но не расходующиеся в ходе реакции (по окончании реакции не изменяющиеся ни по количеству, ни по составу). Примерный механизм работы катализатора для реакции вида А + В можно представить так: A + K = AK AK + B = AB + K Процесс изменения скорости реакции при взаимодействии с катализатором называют катализом. Катализаторы широко применяют в промышленности, когда необходимо увеличить скорость реакции, либо направить ее по определенному пути. По фазовому состоянию катализатора различают гомогенный и гетерогенный катализ. Гомогенный катализ – это когда реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе (газ, раствор). Типичные гомогенные катализаторы – кислоты и основания. органические амины и др. Гетерогенный катализ – это когда реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах. Как правило, гетерогенные катализаторы – твердые вещества. Т.к. взаимодействие в таких катализаторах идет только на поверхности вещества, важным требованием для катализаторов является большая площадь поверхности. Гетерогенные катализаторы отличает высокая пористость, которая увеличивает площадь поверхности катализатора. Так, суммарная площадь поверхности некоторых катализаторов иногда достигает 500 квадратных метров на 1 г катализатора. Большая площадь и пористость обеспечивают эффективное взаимодействие с реагентами. К гетерогенным 6 катализаторам относятся металлы, цеолиты — кристаллические минералы группы алюмосиликатов (соединений кремния и алюминия), и другие. Ингибиторы – это вещества, которые замедляют химическую реакцию. Ингибиторы могут расходоваться и участвовать в химической реакции. При этом ингибиторы не являются катализаторами наоборот. Обратный катализ в принципе невозможен – реакция в любом случае будет пытаться идти по наиболее быстрому пути. 7 2.0 Влияние концентрации реагентов на скорость реакции первого и второго порядка Под скоростью химической реакции понимается изменение концентрации реагента (продукта) в единицу времени: = (c кон – c нач )/(t кон – t нач ). Cкорость химической реакции находят, определяя концентрации реагентов через определенные промежутки времени. О концентрации реагента судят по какому-либо его внешнему признаку. Это может быть его окраска, поглощение им излучения в ультрафиолетовой или инфракрасной области, электропроводность раствора и т.д. Скорость химической реакции зависит от целого ряда факторов, прежде всего от природы реагентов. Существуют реагенты, способные реагировать за доли секунды, например NaOH и HCl. Некоторые же реакции протекают годами, например процесс ржавления железа или превращение сульфата свинца (свинцовые белила) в картинах старых мастеров в сульфид свинца, что приводит к заметному потемнению таких картин. Для того чтобы прошла химическая реакция, реагирующие частицы должны столкнуться. По количеству частиц, участвующих в элементарном акте, реакции делят на мономолекулярные (в элементарном акте участвует одна частица, например в реакциях разложения), бимолекулярные (2 частицы) и тримолекулярные (3 частицы). С увеличением количества частиц вероятность их столкновения в одной точке пространства стремительно уменьшается. Поэтому тримолекулярные реакции редки, а четырехмолекулярные реакции неизвестны Скорость химической реакции зависит от концентраций реагентов: чем больше концентрация, тем, как правило, выше скорость реакции. Математическое выражение для скорости реакции определяется конкретными реагентами и условиями, при которых она протекает. Для реагентов А и В оно имеет вид: = k [A] х [В] y , где k – константа скорости реакции (некий коэффициент пропорциональности), постоянная при данной температуре для какой-либо реакции и зависящая от температуры, [А] и [В] – молярные концентрации реагентов А и В, х – порядок реакции по реагенту А, у – порядок реакции по реагенту В, (х + у) – суммарная степень влияния концентраций реагентов на скорость реакции (суммарный порядок реакции). 8 Известны химические реакции нулевого порядка, когда х + у = 0. В случае нулевого порядка скорость реакции не зависит от концентрации реагентов. В качестве примера можно привести реакцию гидрирования этилена на платине: Cкорость данной реакции определяется поверхностью катализатора и не зависит от концентраций реагентов: = k [C 2 H 4 ] 0 [H 2 ] 0 Встречаются химические реакции первого порядка (х + у = 1). К реакциям первого порядка относятся, как правило, процессы разложения. Известно небольшое число таких реакций. Например, разложение азометана в газовой фазе является реакцией первого порядка: СН 3 – N=N–СН 3 = С 2 Н 6 + N 2 Скорость этой реакции зависит только от концентрации азометана: = k [(СH 3 ) 2 N 2 ]. Процессы разложения: 2N 2 О 5 = 4NО 2 + O 2 , N 2 О 4 = 2NО 2 2.1 первый порядок тоже относятся к реакциям первого порядка. Не все реакции разложения имеют первый порядок. Так, реакциям разложения: 2NОСl = 2NO + Cl 2 , 2О 3 = 3O 2 2.2 второй порядок Окисление бромоводорода кислородом: 4HBr + O 2 = 2Br 2 + 2H 2 O тоже относится к реакциям второго порядка несмотря на то, что согласно уравнению с одной молекулой кислорода реагируют четыре молекулы бромоводорода. Это несоответствие записи уравнения реакции и выражения для ее скорости: = k [О 2 ][HBr] 9 3.0 В каких интервалах температур применяются уравнения Вант-Гоффа и Аррениуса. Константа скорости реакции k в уравнении (72) есть функция температуры; повышение температуры, как правило, увеличивает константу скорости. Первая попытка учесть влияние температуры была сделана Вант-Гоффом, сформулировавшим следующее эмпирическое (т.е. на основе экспериментальных данных) правило: При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости элементарной химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза. Величина, показывающая, во сколько раз увеличивается константа скорости при повышении температуры на 10 градусов, есть температурный коэффициент Вант- Гоффа (γ). Математически правило Вант-Гоффа можно записать следующим образом: (86) (87) Правило Вант-Гоффа применимо лишь в узком температурном интервале, поскольку температурный коэффициент скорости реакции γ сам является функцией от температуры; при очень высоких и очень низких температурах γ становится равным единице (т.е. скорость химической реакции перестает зависеть от температуры). Взаимодействие частиц осуществляется при их столкновениях; однако не каждое столкновение приводит к химическому взаимодействию частиц. Аррениус постулировал, что столкновения молекул будут эффективны (т. е. будут приводить к реакции) только в том случае, если сталкивающиеся молекулы обладают некоторым запасом энергии – энергией активации. Энергия активации Е А – необходимый избыток энергии (по сравнению со средней энергией реагирующих веществ), которым должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести к химическому взаимодействию. 10 11 4.0 Энергия активации, активированный комплекс (механизм образования) 12 В активированном комплексе старые связи еще не разорваны, но уже ослаблены, новые связи наметились, но еще не образовались. Время существования его невелико (порядка 10^-13с). При распаде комплекса образуются либо продукты реакции, либо исходные вещества. Для образования переходного комплекса необходима энергия. Система в переходном состоянии имеет более высокую энергию, чем в исходном (Ннач) конечном (Нкон) состояниях (рис. 7.3). 13 Энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса, называется энергией активации. Возможность образования активированного комплекса, а соответственно и химического взаимодействия, определяется энергией молекул. Молекула, энергия которой достаточна для образования активированного комплекса, называется активной. Доля их в системе зависит от температуры. Как было показано в гл. 4, частицы распределяются по энергиям по сложной кривой Максвелла -Больцмана, которая изменяется с увеличением температуры. Как видно из рис. 7.4, с увеличением температуры растет доля молекул, энергия которых равна или выше энергии активации Е соответственно растет доля молекул, способных к активным столкновениям с образованием активированного комплекса, т.е. происходит ускорение реакции. Чем выше энергия активации, тем очевидно, меньше доля частиц, способных к активному взаимодействию. Экзотермические реакции протекают с меньшей энергией активации, чем эндотермические (см. рис. 7.3) 14 Заключение В целом химическая теория периода классической химии к концу XIX века получила относительное завершение. В начале века теоретическую основу химии составляли закон сохранения массы и закон постоянства состава. Во второй половине века химическая теория обогатилась периодическим законом химических элементов, учением о химическом строении молекул, законами химической термодинамики и химической кинетики. Такое расширение круга основополагающих химических теорий в сочетании с огромным количеством накопленных экспериментальных данных позволило учёным далеко продвинуться на пути решения основной задачи химии – получения вещества с заданными свойствами. Успехи химической теории способствовали блестящим достижениям органического синтеза, прикладной неорганической и органической химии, химической технологии и металлургии. К концу века чётко оформились три концептуальных системы химии: учение о составе, структурная химия и учение о химическом процессе. Однако в каждой из основных концепций химии оставались нерешёнными фундаментальнейшие вопросы: о причине периодичности свойств элементов, о природе связи между атомами, о природе сил химического сродства. Ответить на эти вопросы предстояло химии XX столетия, начало которого ознаменовалось общим кризисом естествознания, вылившимся в новую научную революцию: закачался казавшийся незыблемым фундамент всей науки атомно- молекулярная теория. 15 Список Литературы • https://studopedia.ru/7_57486_uravneniya-vant-goffa-i-arreniusa.html • https://en.ppt-online.org/50689 • https://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/himiya/VANT-GOFFA_PRAVILO.html • https://studopedia.ru/4_168370_skorost-himicheskoy-reaktsii.html • http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/skorost-ximicheskoj-reakcii.html • https://www.chem21.info/info/917150/ • https://ppt-online.org/50689 • https://works.doklad.ru/view/Q15bgHUljuQ.html • https://elar.urfu.ru/bitstream/10995/40651/1/978-5-7996-1745-5_2016.pdf • https://wreferat.baza-referat.ru/Химическая_кинетика • https://knowledge.allbest.ru/chemistry/2c0b65625a3bd69b5d53a89521206d36_0.html • https://www.bestreferat.ru/referat-119948.html • http://elibrary.udsu.ru/xmlui/bitstream/handle/123456789/17457/488лб_1000932708_04. 09.2018.pdf?sequence=1 • https://revolution.allbest.ru/chemistry/00274558_0.html • https://www.bsmu.by/downloads/kafedri/k_obschim/stud/2014-2/4.pdf список использованных книг • Н.В.Коровин ОБЩАЯ ХИМИЯ |