Кинематика химических реакций

Скорость химических реакций.

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С2 – С1 ) / (t2 – t1 )) = ± (DС / Dt)

Где С1 и С2 – молярные концентрации веществ в моменты времени t1 и t2 соответственно (знак (+) – если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) – по исходному веществу).

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции – энергией сталкивающихся молекул.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

1. 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, H2 O) 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.

2. 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.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

(t2 – t1 ) / 10
Vt2 / Vt1 = g

(где Vt2 и Vt1 – скорости реакции при температурах t2 и t1 соответственно; g – температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

K = A – e – Ea/RT

Где

A – постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R – универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль o К) = 0,082 л o атм/(моль o К)];

Ea – энергия активации, т. е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение... привело к химическому превращению.

Энергетическая диаграмма химической реакции.

А – реагенты, В – активированный комплекс (переходное состояние), С – продукты.

Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

4. 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.

5. 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”).

Химическое равновесие.

Обратимые реакции – химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

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.

Способы смещения равновесия.

Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие

V1
A + Б<->В
V2

1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т. е. к образованию меньшего числа молекул).

V1
A + Б<->В; увеличение P приводит к V1 > V2
V2
21

2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т. е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

V1В + Q, то увеличение t°C приводит к V2 > V1
A + Б<->
V2
V1В – Q, то увеличение t°C приводит к V1 > V2
A + Б<->
V2

3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V1 > V2 .

4. Катализаторы не влияют на положение равновесия.


Зараз ви читаєте: Кинематика химических реакций