скорость химических реакций. химия РЕФЕРАТ. Скорость химических реакций
 Скачать 5.78 Mb.
|
Рефератпо химии на тему«Скорость химических реакций».ВыполнилиУченики **классаСредней школы №****и**.Содержание.Скорость химической реакции. Определение.Влияние концентрации веществ на скорость химической реакции.Влияние давления на скорость химической реакции.Влияние давления на скорость химической реакции. (Дополнительный материал).Влияние поверхности соприкосновения реагентов на скорость химической реакции.Влияние поверхности соприкосновения реагентов на скорость химической реакции. (Дополнительный материал).Влияние природы реагентов на скорость химической реакции.Влияние природы реагентов на скорость химической реакции. (Дополнительный материал).Влияние температуры на скорость химической реакции.Влияние температуры на скорость химической реакции. (Дополнительный материал).Катализ и ингибирование.Катализ и ингибирование. (Дополнительный материал).Скорость химической реакции. Определение.Химические реакции протекают с разными скоростями. Из известных на сегодняшний день реакций самая быстрая протекает в 1040 раз быстрее, чем самая медленная. Превращение графита в алмаз в недрах Земли - очень медленная реакция. А взрыв смеси кислорода с водородом происходит практически мгновенно. Как сравнить скорости реакций количественно? Скорость - это изменение некоторой величины во времени.Рассмотрим реакцию: H2 + I2 = 2HIПопробуем определить скорость этой реакции по расходованию реагентов в единицу времени. Например, так: v(H2) = m(H2)/Dt, v(I2) = m(I2)/Dtгде v - скорость реакции, m - убыль массы соответствующего реагента, Dt - отрезок времени. Но v(H2) не равно v(I2). Ведь массы водорода и иода, прореагировавших в единицу времени, не равны.  Реакция идет в мольном соотношении 1:1, а не в массовом! Попробуем по-другому: v(H2) = n(H2)/Dt, v(I2) = n(I2)/Dtвзяв вместо масс количества веществ. v(H2) = v(I2)Но если в первом случае мы возьмем убыль числа молей в единицу времени в 1 мл смеси, а во втором - в 1 л смеси, то скорости снова не будут равны! Они зависят от объема. Если проводить одну и ту же реакцию в маленькой пробирке и в большой бочке, то в пробирке прореагирует меньшее количество вещества - просто потому, что там меньше реагента. А если привести эти выражения к единице объема? v(H2) = n(H2)/VDt = Dc(H2)/Dt, v(I2) = n(I2)/VDt=Dc(I2)/D tгде Dc изменения молярных концентраций соответствующих веществ. Тогда vH2 = vI2 = v данной реакции! Таким образом, конечное определение будет:
В принятом определении есть два нюанса! Нюанс 1: Это выражение v = Dc/Dtпозволяет определить лишь среднюю скорость реакции за выбранный отрезок времени. Ученых же, как правило, интересует скорость в выбранный момент времени, т.е. так называемая мгновенная скорость реакции. Она определяется как производная функции c(t): v = dc/dt |
| Скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведенным в некоторые степени: v = k[A]n[B]m, для реакции aA + bB = ... |
Числа n, m в выражении закона действующих масс называются порядками реакции по соответствующим веществам. Это экспериментально определяемые величины. Сумма показателей степеней n, m называется общим порядком реакции.
Обратите внимание, что степени при концентрациях А и В в общем случае не равны стехиометрическим коэффициентам в реакции! Они становятся численно равными только в том случае, если реакция протекает именно так, как записывается (такие реакции называются простыми или элементарными и достаточно редки). В большинстве случаев уравнение реакции отражает лишь суммарный результат химического процесса, а не его механизм.
Коэффициент пропорциональности k называется константой скорости реакции. Значение константы скорости реакции постоянно для данной реакции при данной температуре.
*В закон действующих масс не входят концентрации твердых веществ, т.к. реакции с твердыми веществами протекают на их поверхности, где "концентрация" вещества постоянна.
Cтв+O2=CO2,
v=k[C]m[O2]n=k'[O2]n; k'=k[C]m
Влияние давления на скорость химической реакции.
Давление сильно влияет на скорость реакций с участием газов, потому что оно непосредственно определяет их концентрации.
В уравнении Менделеева-Клапейрона:
pV = nRT
перенесем V в правую часть, , а RT - в левую и учтем, что n/V = c:
p/RT = c
Давление и молярная концентрация газа связаны прямо пропорционально. Поэтому в закон действующих масс мы можем подставлять вместо концентрации p/RT.
В
лияние давления на скорость химической реакции. (Дополнительный материал).
Цепные реакции включают в свой механизм множество последовательно повторяющихся однотипных элементарных актов (цепь).
Рассмотрим реакцию:
H2 + Cl2 = 2HCl
Она состоит из следующих стадий, общих для всех цепных реакций:
1) Инициирование, или зарождение цепи
Cl2 = 2Cl·
Распад молекулы хлора на атомы (радикалы) происходит при УФ-облучении или при нагревании. Сущность стадии инициирования - образование активных, реакционноспособных частиц.
2) Развитие цепи
Cl· + H2 = HCl + H·
H· + Cl2 = HCl + Cl·
В результате каждого элементарного акта развития цепи образуется новый радикал хлора, и эта стадия повторяется вновь и вновь, теоретически - до полного расходования реагентов.
3) Рекомбинация, или обрыв цепи
2Cl· = Cl2
2H· = H2
H· + Cl· = HCl
Радикалы, оказавшиеся рядом, могут рекомбинировать, образуя устойчивую частицу (молекулу). Избыток энергии они отдают "третьей частице" - например, стенкам сосуда или молекулам примесей.
Рассматриваемая цепная реакция является неразветвленной, поскольку в элементарном акте развития цепи количество радикалов не возрастает. Цепная реакция взаимодействия водорода с кислородом является разветвленной, т.к. число радикалов в элементарном акте развития цепи увеличивается:
H· + O2 = OH· + O·
O· + H2 = OH· + H·
OH· + H2 = H2O + H·
К разветвленным цепным реакциям относятся многие реакции горения.Неконтролируемый рост числа свободных радикалов (как в результате разветвления цепи, так и для неразветвленных реакций в случае слишком быстрого инициирования) может привести к сильному ускорению реакции и взрыву.
Казалось бы, чем больше давление, тем выше концентрация радикалов и вероятнее взрыв. Но на самом деле для реакции водорода с кислородом взрыв возможен лишь в определенных областях давления: от 1 до 100 мм рт.ст. и выше 1000 мм рт.ст. Это следует из механизма реакции. При малом давлении большая часть образующихся радикалов рекомбинирует на стенках сосуда, и реакция идет медленно. При повышении давления до 1 мм рт.ст. радикалы реже достигают стенок, т.к. чаще вступают в реакции с молекулами. В этих реакциях радикалы размножаются, и происходит взрыв. Однако при давлении выше 100 мм рт.ст. концентрации веществ настолько возрастают, что начинается рекомбинация радикалов в результате тройных соударений (например, с молекулой воды), и реакция протекает спокойно, без взрыва (стационарное течение). Выше 1000 мм рт.ст. концентрации становятся очень велики, и даже тройных соударений оказывается недостаточно, чтобы предотвратить размножение радикалов.
Вам известна цепная разветвленная реакция деления урана-235, в каждом элементарном акте которой захватывается 1 нейтрон (играющий роль радикала) и испускается до 3 нейтронов. В зависимости от условий (например, от концентрации поглотителей нейтронов) для нее также возможно стационарное течение или взрыв. Это еще один пример корреляции кинетики химических и ядерных процессов.
Влияние поверхности соприкосновения реагентов на скорость химической реакции.
Пока что для простоты рассматривались гомогенные реакции, т.е. реакции, которые протекают в однородной среде, например, в смеси газов или в растворе. Но существует множество гетерогенных процессов, идущих на поверхности соприкосновения:
твердого вещества и газа: S + O2 = SO2,
твердого вещества и жидкости: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2,
двух несмешивающихся жидкостей: C3H7Br + KCN (водн.) = C3H7CN + KBr(водн.)
Скорость гетерогенной реакции прямо пропорциональна площади поверхности соприкосновения реагентов.
*Твердые вещества, участвующие в гетерогенной реакции, для увеличения скорости взаимодействия измельчают, чтобы увеличить площадь поверхности частиц. Например, уголь для приготовления пороха растирают в порошок. Жидкость для реакции с газом распыляют в мельчайшие капельки: так, дизельное топливо (смесь углеводородов) впрыскивают в камеру, где оно встречается с воздухом, через специальное устройство, обеспечивающее распыление.
В лияние поверхности соприкосновения реагентов на скорость химической реакции. Дополнительный материал.
У гетерогенных реакций есть два возможных режима протекания: кинетический и диффузионный. Это обусловлено тем, что для таких реакций важны стадии притока реагентов к месту реакции и отвода продуктов.
Винни-Пух способен съедать 1 ложку варенья за секунду, т.е. скорость поедания варенья составляет 1 л./с. Но если Кролик не будет успевать подносить ему варенье, то скорость поедания варенья снизится независимо от возможностей Винни-Пуха: при скорости подачи варенья 1 банка в минуту (= 30 ложек за 60 секунд = 0,5 л./с) наблюдаемая скорость поедания варенья будет равна скорости его подачи, т.е. 0,5 л./с. Так и с химическими реакциями.
Если реагенты подходят друг к другу быстрее, чем реагируют, то лимитирующей стадией является собственно реакция, и наблюдается кинетический режим.
Если химическая реакция происходит быстрее, чем реагенты успевают подходить друг к другу, то наблюдаемая скорость реакции определяется не ее механизмом, а скоростью диффузии реагентов к месту реакции. Это - диффузионный режим.Прежде чем изучать кинетику химической реакции, необходимо убедиться, что она протекает в кинетическом режиме.
Влияние природы реагентов на скорость химической реакции.
Константа скорости реакции зависит в первую очередь от природы реагирующих веществ. Калий быстрее взаимодействует с водой, чем натрий, а литий - еще медленнее натрия. Водород реагирует с кислородом очень быстро (часто со взрывом), а азот с кислородом - крайне медленно и лишь в жестких условиях (электрический разряд, высокие температуры).
Влияние природы реагентов на скорость химической реакции. Дополнительный материал.
Под "природой реагирующих веществ" понимают:
Для веществ молекулярного строения - тип химических связей в молекулах реагентов, прочность связей. Чтобы молекула прореагировала, связь в ней необходимо разорвать.
Для веществ немолекулярного строения (ионный или атомный кристалл) - строение кристаллической решетки, ее прочность.
Для веществ, у которых "молекула" состоит из одного атома (например, металлы, благородные газы) - строение электронной оболочки атома, прочность связывания внешних электронов.
Для молекул сложной формы - вероятность благоприятного для реакции взаимного расположения реагентов при соударении. Если соударение на левом рисунке приведет к реакции, то на правом - нет, с какой бы силой оно ни осуществилось.
Последний фактор называется стерическим, или геометрическим. Он особенно значим для реакций с участием таких больших молекул, как, например, белки. Многие их реакции происходят лишь в присутствии ферментов. Одна из функций ферментов как раз состоит в придании реагентам определенной конфигурации, удобной для взаимодействия.
Влияние температуры на скорость химической реакции
Влияние температуры на количество столкновений молекул может быть показано с помощью модели. В первом приближении влияние температуры на скорость реакций определяется правилом Вант-Гоффа (сформулировано Я. Х. Вант-Гоффом на основании экспериментального изучения множества реакций):
| В интервале температур от 0оС до 100оС при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза:  |
где g - tтемпературный коэффициент, принимающий значения от 2 до 4.
В лияние температуры на скорость химической реакции. Дополнительный материал.
Правило Вант-Гоффа
Правило Вант-Гоффа - не более чем правило, оно не имеет силу закона.
Во-первых, Вант-Гофф мог изучать химические реакции в ограниченных условиях, которые обеспечивала лабораторная техника того времени. Как выяснилось позже, температурный коэффициент в значительном температурном интервале непостоянен.
Кроме того, из-за несовершенства технических средств невозможно было изучать как очень быстрые реакции (протекающие за миллисекунды), так и очень медленные (для которых требуются тысячи лет). Реакции с участием больших молекул сложной формы (например, белков) также не подчиняются правилу Вант-Гоффа.
Энергия активации
Молекула - энергетически выгодное образование (в противном случае никаких молекул не существовало бы). Это значит, что химические вещества на энергетической диаграмме занимают положение в "ямках".
Если мы хотим провести реакцию, т.е. превратить эти вещества в другие, мы должны сообщить реагентам энергию, достаточную для того, чтобы они выбрались из "ямки", перевалили через окружающий его "барьер" (энергию активации).
Д
ля этого, как правило, требуется нагреть реакционную смесь до определенной температуры, чтобы увеличить кинетическую энергию молекул. Если энергетический барьер реакции невысок, для ее начала бывает достаточно удара или трения.Объяснение зависимости скорости реакции от температуры было дано С.Аррениусом. К реакции приводит не каждое столкновение молекул реагентов, а только наиболее сильные столкновения. Лишь молекулы, обладающие избытком кинетической энергии, способны к химической реакции.
С.Аррениус рассчитал долю активных (т.е. приводящих к реакции) соударений реагирующих частиц a, зависящую от температуры: - a = exp(-E/RT). и вывел уравнение Аррениуса для константы скорости реакции:
k = koe-E/RT
где ko и E dзависят от природы реагентов. Е - это энергия, которую надо придать молекулам, чтобы они вступили во взаимодействие, называемая энергией активации.
Катализ и ингибирование.
Есть вещества, которые влияют на скорость химической реакции, не являясь при этом реагентами. Они принимают в реакции самое непосредственное участие, но в результате реакции остаются неизменными. Такие вещества называются катализаторами, если они ускоряют реакцию, и ингибиторами, если замедляют ее.
75% химической промышленности использует каталитические процессы. Среди них - как крупнотоннажные производства: синтез аммиака и его окисление, производство серной кислоты, так и тонкие многостадийные синтезы, например, лекарственных средств.
Все биохимические реакции, протекающие в живых организмах, требуют участия природных катализаторов - ферментов. Ферменты представляют собой крупные белковые молекулы с так называемым активным центром - как правило, это химически связанная с белком молекула небелковой природы или ион металла. Ферменты обладают непревзойденной активностью (т.е. скоростью каталитического процесса), ускоряя реакции в миллиарды и триллионы раз при комнатной температуре. При высоких температурах они теряют активность, так как белок денатурируется. Кроме того, ферменты характеризуются чрезвычайной избирательностью (селективностью), превращая лишь строго определенные вещества в строго определенные продукты. Они способны на это благодаря своей уникальной форме, к которой реагенты должны подойти, как ключ к замку.
Действие катализаторов основано на том, что они уменьшают энергию активации реакции.
К атализ и ингибирование. Дополнительный материал.
В упрощенном виде механизм действия катализатора можно представить следующим образом. Изменение энергии активации реакции происходит за счет образования катализатором К с одним из реагентов А промежуточного соединения АК:
A + K = AK (1)
AK + B = AB + K (2)
Суммарная реакция
A + B = AB
BНо вместо энергетического барьера этой реакции преодолеваются более низкие барьеры реакций (1) и (2): E1 и E2.
Многие катализаторы не просто ускоряют реакции, а ведут их по другому пути. Так, реакция окисления аммиака без катализатора:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
не представляет никакого интереса для промышленности, а в результате каталитического окисления на платине:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
получается ценный продукт - оксид азота(II).
Ингибиторы, наоборот, увеличивают энергию активации реакции. В пищевой промышленности широко используются ингибиторы, предотвращающие гидролиз жиров, реакции окисления и брожения.
Особый случай катализа - аутокатализ, или ускорение реакции одним из ее продуктов. При этом скорость реакции не уменьшается по мере расходования реагентов, а растет. Так, реакция
2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 6K2SO4 + 3H2O
ускоряется по мере накопления ионов Mn2+, образующихся при восстановлении перманганата.