Скорость химических реакций
 Скачать 271.3 Kb.
|
|
Министерство науки и высшего образования Российской Федерации Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего образования «Волгоградский государственный технический университет» Себряковский филиал Кафедра «Математических и естественно-научных дисциплин» Реферат по предмету «Химия» на тему: « Скорость химических реакций. »
Михайловка 2021 г. Содержание Введение 1. Понятие о химической кинетике. Скорость химической реакции 2. Закон действия масс 3. Влияние природы реагирующих веществ на скорость химических реакций 2.2 Константа равновесия 2.3 Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье Список литературы Введение Скорость химической реакции — отношение изменения концентрации реагента ко времени, за которое это изменение произошло. 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 любой химической реакции зависит от условий, в которых она протекает: от концентрации реагентов (или их давления, если это газы), температуры, наличия катализатора или излучения и т.д. Одни реакции протекают практически мгновенно (например, нейтрализация кислоты основанием), другие при обычных условиях идут настолько медленно, что заметные изменения концентраций реагентов наблюдаются лишь через несколько лет (например, взаимодействие водорода с кислородом с образованием воды в отсутствие катализатора). При этом существует множество реакций, протекающих с вполне измеримыми скоростями в обычных условиях. Химическая кинетика занимается определением скоростей химических реакций и изучением их механизма. Это относительно молодая наука, и в ней имеется много нерешенных проблем. Во всех кинетических исследованиях фигурируют время и промежуточные продукты (вещества, образующиеся на промежуточных стадиях реакции). Этим они отличаются от исследований систем в условиях химического равновесия, когда рассматриваются только начальное и конечное состояния реагентов. 1. Понятие о химической кинетике. Скорость химической реакции Химические превращения могут протекать с различными скоростями. Время некоторых процессов исчисляется годами и даже тысячелетиями, другие протекают практически мгновенно, в последнем случае реакции могут сопровождаться взрывом. ●Химическая кинетика изучает механизмы химических реакций, скорость реакций и факторы, влияющие на скорость. Основополагающим в химической кинетике является понятие о скорости химической реакции. Его можно ввести как с микроскопических, так и с макроскопических позиций. ●Скорость химической реакции - это количество элементарных актов химического взаимодействия, происходящих в единицу времени в единице объема. Однако, пересчитать эти акты химического взаимодействия невозможно, поэтому удобнее определять скорость реакции через макроскопические величины, например, количество вещества, образующегося или расходуемого в процессе превращения. Чтобы судить о скорости какого-либо процесса, достаточно знать изменение количества только одного из веществ, участвующих в реакции, поскольку все вещества реагируют друг с другом в эквивалентных количествах и связаны между собой стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. Если рассматривать химическую реакцию, протекающую в гомогенной системе, то скорость можно определить как изменение концентрации вещества в единицу времени V = ± ΔC/Δτ (1) Знак «+» ставится, когда скорость процесса определяют по концентрации продуктов реакции: концентрация продуктов реакции с течением времени возрастает, следовательно, С2 > С1 и ∆С > 0. Знак «-» нужно относить к изменению концентрации исходных веществ; их концентрации уменьшаются, поэтому, С2 < С1 и ∆С < 0. Для гетерогенных процессов скорость определяют чаще всего как изменение концентрации продуктов реакции в единицу времени, на единице поверхности раздела фаз V = ± ΔC/( S •Δτ) (2) Из-за непрерывного изменения концентрации реагирующих веществ, скорость реакции не может оставаться постоянной, поэтому, приведенные выше уравнения характеризуют лишь среднюю скорость в пределах некоторого отрезка времени Δτ = τ2 - τ1. В зависимости от природы реагентов, концентрация веществ может изменяться как линейно, так и нелинейно. Поэтому вводится понятие мгновенной (или истинной) скорости химической реакции мгн..= = ± dC/dτ (3) Скорость химической реакции зависит от очень многих факторов - природы и концентрации реагирующих веществ, степени измельчения твердых веществ, температуры, присутствия катализатора или ингибитора, значения рН среды и т.д. 2. Закон действия масс Взаимодействие молекул возможно только в момент их столкновения. Вероятность столкновения зависит от количества молекул в единице объёма, т.е. от концентрации веществ. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется основным законом химической кинетики - законом действующих масс Гульдберга-Вааге: При постоянной температуре скорость одностадийной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Для реакции общего вида аА + bB = cC + dD математическое выражение закона действующих масс имеет следующий вид: = k ∙ CAa ∙ CBb или V = k ∙ [А]a ∙ [В]b , (4) где CA и CB - молярные концентрации веществ А и В; [А] и [В] - молярные концентрации взаимодействующих частиц; а и b - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;- константа скорости реакции. Чаще всего реакции протекают в несколько стадий. В этом случае скорость химической реакции нужно определять скоростью самой медленной (лимитирующей) стадии. Коэффициент пропорциональности k (константа скорости реакции) при постоянной температуре есть величина постоянная. Константа скорости численно определяется как скорость реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ, т.е. может быть определена как удельная скорость. Константа скорости реакции зависит от химической природы реагирующих веществ, температуры и некоторых других факторов, но не зависит от концентрации реагирующих веществ. Т.е. константа скорости химической реакции характеризует скорость реакции при данной температуре и является мерой реакционной способности веществ. Если в реакции участвуют газообразные вещества, то концентрации таких веществ заменяют на их парциальное давление. Математическое выражение закона действия масс для реакции С + О2 = СО2 будет иметь следующий вид: = k ∙ р (О2) где р (О2) - парциальное давление кислорода. Поэтому, в системах с участием газообразных веществ, скорость химической реакции зависит от давления. Например, если при взаимодействии водорода с парами йода по уравнению 2 + I2 = 2HI увеличить давление в 3 раза, то объем системы уменьшится во столько же раз, и, следовательно, во столько же раз возрастет концентрация каждого из реагирующих газообразных веществ. Скорость реакции при этих условиях, согласно закону действия масс, возрастет в 9 раз. Пример 1. Определить, как изменится скорость реакции (г.) + 2B(г.) = C(г.) если концентрацию вещества A увеличить в два раза, а концентрацию вещества B увеличить в три раза. Решение: Согласно закону действующих масс: = k ∙ [A] ∙ [B]2. При изменении концентраций реагирующих веществ по условию задачи, выражение для скорости реакции записываем так: ' = k ∙ (2[A]) ∙ (3[B])2 =18 k [A] ∙ [B]2 . Если сравнить выражения для скоростей реакции до и после изменения концентраций веществ, можно увидеть, что скорость увеличилась в 18 раз: ' / V = 18. Таким образом, закон действия масс позволяет определять, как изменяются скорости реакций при изменении концентраций реагирующих веществ. Для гетерогенных процессов, которые протекают только на поверхности раздела фаз, имеет значение площадь соприкосновения реагирующих веществ, которая обусловлена степенью измельчения твердого вещества. Степень измельчения поверхности твердого тела - важный фактор, который учитывается константой скорости реакции. Поэтому, пока величина поверхности твердого тела остается практически постоянной, скорость гетерогенной реакции зависит только от концентрации веществ (растворенных или газообразных). Поэтому, для гетерогенных систем в выражение скорости реакции не входит концентрация (точнее, парциальное давление) твердого вещества. Например, скорость реакции С + О2 = СО2 пропорциональна только концентрации кислорода: = k ∙ [О2]. В общем случае скорость гетерогенных реакций зависит от: скорости подвода реагентов к границе раздела фаз; скорости реакции на поверхности раздела фаз, которая зависит от площади этой поверхности (чаще всего самой медленной); скорости отвода продуктов реакции от границы раздела фаз. Универсального выражения для скорости гетерогенных реакций не существует, поскольку каждая из стадий при определенных условиях может быть лимитирующей. Но в некоторых случаях, когда диффузионные стадии заведомо не являются лимитирующими из-за активного перемешивания реагентов, а площадь поверхности раздела фаз меняется медленно, можно экспериментально получить кинетические уравнения типа, удовлетворительно описывающие протекание гетерогенных реакций. Это имеет важное значение для химического производства, где большинство используемых реакций является гетерогенными 2. Влияние природы реагирующих веществ на скорость химических реакций Для химической обратимой реакции, представленной в общем виде: аА+ЬВ ^dD+eE, установлено, что, независимо от того, каковы были начальные концентрации реагентов, присутствовали или нет продукты реакции, в состоянии равновесия сохраняется постоянным отношение: где [А]/;, [В];„ [D];„ [Е];, - равновесные молярные концентрации реагентов и продуктов реакции; a, b, d, е - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; Кс - константа химического равновесия. Константа химического равновесия зависит от температуры, природы веществ, но не зависит от концентрации реагирующих веществ, т.к. она показывает при каких соотношениях произведений концентраций реагирующих веществ в системе наступает химическое равновесие. Данная формула является выражением закона действующих масс для равновесия, установленного Гульдбергом и Вааге (1867). Для равновесий между газообразными веществами удобнее пользоваться не молярными концентрациями, а парциальными давлениями газообразных веществ; в этом случае константа равновесия обозначается Кр («ка-эр»): pd ре _ D Е Р ра pb А В Константа равновесия, выраженная через концентрации, и константа равновесия, выраженная через парциальные давления веществ, связаны соотношением: Кр = KcRTAn, где Ап - разность коэффициентов при формулах газообразных веществ в правой и левой частях уравнения. При Дп=0 константы равновесия Кр и Кс равны. Таким образом, константа химического равновесия представляет собой дробь, в числителе которой стоит произведение равновесных концентраций (если реакция протекает в растворе) или равновесных парциальных давлений (для реакций в газовой фазе) продуктов реакций, возведенных в степени, показатели которых равны стехиометрическим коэффициентам. А в знаменателе - произведение концентраций (или парциальных давлений) исходных веществ, возведенных в соответствующие степени. Если протекает гетерогенная реакция 2С(Х) + 02 ^ 2СО, то константа равновесия имеет вид  т.е. в выражение константы равновесия гетерогенной реакции входят равновесные концентрации веществ, находящихся только в жидкой или газообразной фазах. Константа равновесия определяет полноту протекания реакции к моменту достижения равновесного состояния: чем больше значение константы равновесия, тем в большей степени в равновесной реакционной смеси преобладают продукты реакции, тем больше выход продуктов реакции. 2.3 Смещение химического равновесия. Принцип Лe Шателье При изменении условий, в которых находится система (температура, давление, концентрация), химическое равновесие нарушается. Через некоторое время в системе устанавливается новое химическое равновесие, соответствующее новым условиям. Переход от одного равновесного состояния в другое называется сдвигом или смещением равновесия. Направление смещения химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом Jle Шателье: если на систему, находящуюся в истинном равновесии, воздействовать извне, изменяя какое- либо из условий, определяющих положение равновесия, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении. Кратко этот принцип формулируется так: если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, то равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия. Список литературы 1 Аликберова Л. Занимательная химия: Книга для учащихся, учителей и родителей. – М.: АСТ-ПРЕСС, 1999. – с. 207–211 2. Афанасьев М.А., Ахаганянц В.А., Тулякова Г.М., Королев Д.П. Количественные опыты по химии. Пособие для учителей. – М.: «Просвещение», 1972. – с. 76–85 3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень: учеб, для общеобразоват. учреждений. – М.: Дрофа, 2007. – с. 126–135 4. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Учеб. для общеобразоват. учреждений. – М.: Дрофа, 2004. – с. 126–139 5. Иванова Р.Г. Химия: Учеб. для 8–9 кл. общеобразоват. учреждений. – М.: Просвещение, 2002. – с. 84–92 6. Кондратьев В.Н., Определение констант скорости газофазных реакций, М., 1971; 7. Колдин Е., Быстрые реакции в растворе, пер. с англ., М., 1966; 8. Кузнецова Л.М. Химия: учебник для 8 кл. средней общеобразов. шк. – Обнинск: Титул, 2000. – с. 117–118 9. Стабалдина С.Т., Лидин Р.А. Химия: Неорган. химия: Учеб. для 8–9 кл. общеобразоват. учреждений. – М.: Просвещение, 2000 10. Уэйт Н. Химическая кинетика, пер. с англ. – М. Просвещение, 1994. 11. Чернышов В.Н., Егоров А.С. Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. – Ростов-на-Дону: «Феникс», 1996. – с. 136–144 |