Главная Случайная страница


Полезное:

Как сделать разговор полезным и приятным Как сделать объемную звезду своими руками Как сделать то, что делать не хочется? Как сделать погремушку Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами Как сделать идею коммерческой Как сделать хорошую растяжку ног? Как сделать наш разум здоровым? Как сделать, чтобы люди обманывали меньше Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили? Как сделать лучше себе и другим людям Как сделать свидание интересным?


Категории:

АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника






Кинетика химических реакций

1) Химическая кинетика – это учение о скоростях и механизмах реакций, процессах взаимодействия веществ и их зависимости от времени и различных факторов. Химическая термодинамика, как известно, позволяет, рассчитывать тепловые эффекты реакций, химическое сродство, предсказывать возможность протекания данной реакции, определять состояние её равновесия. Химическая кинетика, в свою очередь, позволяет предсказать скорость реакции, механизм процесса взаимодействия веществ, стадии химического превращения и, следовательно, управлять химическим процессом в лабораторных и производственных условиях.

Основным понятием в химической кинетике является понятие скорости реакции. Скорость химической реакции (v) – это изменение количества вещества за единицу времени в единице объема. Так, для реакции

скорость расходования исходных веществ (иными словами скорость по исходным веществам) определяется как

, ,

где и - изменение количеств реагирующих веществ А и В соответственно, - время протекания реакции, V – объем реакционного пространства.

Скорость обратной реакции будет определяться следующим образом:

, .

Поскольку скорость химической реакции величина всегда положительная, а с учетом того, что изменение отношения количества вещества к объему системы (∆m/V) есть изменение концентрации вещества (∆c), основное уравнение кинетики примет вид:

.

Скорость реакции, найденная по данному уравнению, называется средней скоростью реакции, так как здесь используется большой промежуток времени. Скорость реакции, вычисленная как дифференциал концентрации по времени, называется истинной скоростью химической реакции:

.

Как видно из предыдущих уравнений, скорость химической реакции зависит от текущей концентрации реагирующих веществ. Аналитически эта зависимость выражается основным законом кинетики (законом действия масс):

,

где k – константа скорости химической реакции; [A] и [B] – концентрации веществ А и В соответственно в текущий момент времени; a и b – частные порядки реакции по веществу А и В соответственно.

Частные порядки по веществам показывают, сколько молекул данного вещества принимает участие в элементарном акте взаимодействия. Под элементарным актом реакции понимают одну

 

из ее стадий, которая обуславливает скорость всей реакции и приводит к образованию продуктов взаимодействия. Для простоты расчетов можно принимать частные порядки, равные стехиометрическим коэффициентам.

Сумма частных порядков реакции по всем веществам называется общим порядком реакции (n):

n=a+b.

Константа скорости реакции есть величина постоянная при данной температуре. Ее физический смысл заключается в том, что она показывает скорость реакции при единичных концентрациях всех веществ. Значение константы скорости зависит от природы реагирующих веществ, температуры, присутствия катализаторов.

Для гетерогенных реакций, когда взаимодействие веществ происходит на поверхности какой-либо фазы, решающее влияние на скорость оказывает площадь контакта этих веществ. Следует отметить, что концентрация конденсированной (твердой) фазы в уравнение закона действия масс никогда не записывается.

Скорость химической реакции также зависит и от температуры. Для качественной оценки влияния температуры на скорость взаимодействия веществ можно использовать две зависимости: правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.

Правило Вант-Гоффа формулируется следующим образом: при изменении температуры реакции на каждые 10 градусов скорость реакции чаще всего изменяется в 2 – 4 раза и реже 5 – 7 раз. Математически это выражается уравнением:

,

где и – скорости при температурах Т2 и Т1, соответственно; γ – температурный коэффициент скорости, который для большинства реакций принимает значения от 2 до 4.

Для более точных расчётов кинетических параметров реакций в зависимости от температуры используют уравнение Аррениуса:

,

где А – предэкспоненциальный множитель (кинетический фактор Аррениуса); Ea – энергия активации реакции; R – универсальная газовая постоянная (R = 8,314 Дж/(моль·К)); Т – температура.

Энергия активации (Ea) является одной из важнейших характеристик реакции и показывает количество энергии, которым должны обладать молекулы, вступающие в элементарный акт взаимодействия. Если реагирующие молекулы обладают запасом энергии меньшим, чем энергия активации, то они не смогут вступить во взаимодействие.

Энергия активации любого процесса складывается из энергозатрат на разрыв химических связей в реагирующих молекулах, энергии образования новых химических связей, теплоты сопутствующих процессов (сублимация, возгонка, испарение, конденсация и др.) и некоторых других факторов.

 

Энергия активации зависит только от природы реагирующих веществ и присутствия катализаторов. Если энергия активации мала, то константа скорости будет высокой, а значит, высокой окажется и скорость реакции. Вещества, которые понижают энергию активации, увеличивая тем самым ее скорость, но сами в ней не участвуют, называются катализаторами.

Веществами, которые увеличивают энергию активации реакции, уменьшая тем самым ее скорость, но сами в ней не участвуют, называются ингибиторами.

Катализаторы по их агрегатному состоянию принято подразделять на гомогенные и гетерогенные. Если катализатор находится в той же фазе, что и реагирующие вещества, то он будет являться гомогенным. Если катализатор находится в другой фазе по сравнению с реагирующими веществами, то он будет являться гетерогенным.

2) При взаимодействии веществ в замкнутом объеме наряду с химической реакцией между исходными соединениями (прямая реакция) по мере образования продуктов начинается химическое взаимодействие между ними (обратная реакция), в результате которой снова образуются исходные компоненты:

aA + bB ↔ cC + dD,

где А и В – исходные вещества, С и D – продукты реакции, a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты, → обозначает прямую реакцию, ← обозначает обратную реакцию.

Через определенное время, которое зависит от условий химической реакции, скорость прямой реакции (количество молекул продуктов реакции, образующихся в единицу времени) уменьшается, а скорость обратной реакции (количество молекул этих продуктов, прореагировавших в единицу времени с образованием исходных веществ) увеличивается.

После уравнивания скоростей реакций наступает состояние химического равновесия, обозначаемого по схеме реакции. Число молекул веществ, составляющих химическую систему, перестает изменяться при постоянных внешних условиях. Реакции, одновременно протекающие в двух направлениях, называются обратимыми реакциями.

Химическая термодинамика позволяет предсказать концентрации реагентов в равновесной смеси, предвидеть и рассчитать максимальный выход продукта реакции, а также степень превращения исходных веществ в продукты.

Связь между равновесными концентрациями (или парциальными давлениями) веществ, участвующих в реакции, выражается законом действия масс, открытым в 1867 году Гульдбергом и Вааге. Для вышеприведенной реакции при Т=const:

где К – константа равновесия.

 

Если К > 1 – реакция смещена в сторону образования продуктов реакции. Если К=1 – количество веществ эквивалентно. Если К < 1 – реакция смещена в сторону образования исходных

веществ. Численные значения константы равновесия зависят от того, в каких величинах используются в уравнении взаимодействующие вещества. Это могут быть концентрации, парциальные давления, активности компонентов и т.д.

Константа равновесия реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса реакции следующим уравнением:

,

где – энергия Гиббса реакции при постоянной температуре Т (кДж/моль), R – универсальная газовая постоянная, Т – термодинамическая температура (К), – значение константы равновесия при постоянной температуре Т.

Переход из одного равновесного состояния в другое называется смещением химического равновесия. Для качественного определения направления сдвига равновесия реакции используется принцип Ле Шателье – Брауна: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывают внешнее воздействие, то в системе происходит такое смещение равновесия, которое ослабляет это воздействие. Например, при увеличении температуры системы равновесие процесса будет смещаться в сторону эндотермической реакции (идущей с поглощением теплоты), а при понижении – в сторону экзотермической реакции (идущей с выделением теплоты). Если в реакции участвуют газы, то увеличение общего давления в системе смещает равновесие в сторону прямой реакции образования аммиака, так как при этом происходит уменьшение числа молекул.

 

Выполнение работы:

Приборы и реактивы: штатив с пробирками. Растворы: тиосульфата натрия 1н., серной кислоты 2н.

Число капель р-ра Na2S2O3 Число капель H2O Число капель H2SO4 Общий объем р-ра (число капель) Относительная концентрация Na2S2O3 Время течения р-ции, t, с Условная скорость р-ции, v=1/t, с-1
          с   0,02
            0,05
    -       0,11

Опыт №1. «Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химическом реакции».

 

График зависимости скорости реакции

от концентрации реагирующих веществ.

Вывод: Чем больше концентрация

Na2S2O3, тем реакция идет быстрее.

 

Химическое равновесие.

Приборы и реактивы: штатив с пробирками. Хлорид железа (III) кристаллический и 0,0025 н. раствор, роданид калия кристаллический и 0,0025 н. раствор, хлорид калия или хлорид аммония кристаллический.

Опыт №1. «Влияние изменения концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия».

Номер пробирки Добавленное вещество Изменение интенсивности окраски (ослабление, усиление) Направление смещения равновесия
  Контроль    
  FeCl Усиление ——————→
  KSCN Усиление ——————→
  KCl ослабление ←——————

 

Вывод:

 

 

 

 


<== предыдущая | следующая ==>
Альтеративное воспаление | Построение и применение форм

Date: 2015-07-22; view: 445; Нарушение авторских прав; Помощь в написании работы --> СЮДА...



mydocx.ru - 2015-2024 year. (0.005 sec.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав - Пожаловаться на публикацию