Реферат скорость химических реакций

Обновлено: 09.05.2024

Функция "чтения" служит для ознакомления с работой. Разметка, таблицы и картинки документа могут отображаться неверно или не в полном объёме!

ИНСТИТУТ ЭКОНОМИКИ, УПРАВЛЕНИЯ И ПРАВА (г. КАЗАНЬ)

по неорганической химии.

за2.семестр 2007/2008 уч. года

преподаватель: Давыдов Е.М..

1курса заочного отделения

1. Кинетическое уравнение химических реакций 4

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.

Кинетическое уравнение химических реакций

В одном кинетическом эксперименте нередко участвуют одновременно две или несколько реакций, при этом их скорости могут зависеть от наличия загрязнений и следов катализаторов. В результате получаемые данные бывают плохо воспроизводимыми, что затрудняет их интерпретацию. Если с термодинамической точки зрения из одних и тех же исходных веществ возможно образование разных продуктов, следует подбором концентрации реагентов, температуры и специфического катализатора добиться, чтобы протекала именно та реакция, которая интересует исследователя. Скорость реакций обычно определяют при постоянной температуре, лучше при двух и более ее значениях, используя один или несколько высокоточных термостатов.

Измерение скоростей реакций. Скорости реакций измеряют разными способами. Можно отбирать пробы из термостатируемого реактора через строго определенные интервалы времени либо замедлять или полностью останавливать реакцию (быстрым охлаждением реактора или каким-либо иным способом) и анализировать пробы титрованием или другими аналитическими методами. Иногда одновременно запускают несколько идентичных реакций, а затем последовательно останавливают их быстрым охлаждением и анализируют продукты.

Если один из реагентов или продуктов реакции обладает оптической активностью, то следят за его концентрацией с помощью поляриметра. Аналогично, если изменение

Химические реакции протекают с различными скоростями. Некоторые из них полностью заканчиваются за малые доли секунды, другие осуществляются за минуты, часы, дни; известны реакции, требующие для своего протекания несколько лет, десятилетий и еще более длительных отрезков времени. Кроме того, одна и та же реакция может в одних условиях, например, при повышенных температурах, протекать быстро, а в других, — например, при охлаждении, — медленно; при этом различие в скорости одной и той же реакции может быть очень большим.

Знание скоростей химических реакций имеет очень большое научное и практическое значение. Например, в химической промышленности при производстве того или иного вещества от скорости реакции зависят размеры и производительность аппаратуры, количество вырабатываемого продукта.

При рассмотрении вопроса о скорости реакции необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной системе (гомогенные реакции), и реакции, протекающие в гетерогенной системе (гетерогенные реакции).

Системой в химии принято называть рассматриваемое вещество или совокупность веществ. При этом системе противопоставляется внешняя среда — вещества, окружающие систему. Обычно система физически отграничена от среды.

Различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы, гетерогенной — система, состоящая из нескольких фаз. Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком.

Примером гомогенной системы может служить любая газовая смесь (все газы при не очень высоких давлениях неограниченно растворяются друг в друге). Другим примером гомогенной системы может служить раствор нескольких веществ в одном растворителе. В каждом из этих двух случаев система состоит только из одной фазы: из газовой фазы в первом примере и из водного раствора во втором.

В качестве примеров гетерогенных систем можно привести следующие системы: вода со льдом, насыщенный раствор с осадком, уголь и сера в атмосфере воздуха. В последнем случае система состоит из трех фаз: двух твердых и одной газовой.

Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы.

Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз, образующих систему. Например, растворение металла

в кислоте может протекать только на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом оба реагирующие вещества. В связи с этим скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции определяются различно.

Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы .

Оба эти определения можно записать в математической форме. Введем обозначения: V_гомог — скорость реакции в гомогенной системе; V_{гетерог} — скорость реакции в гетерогенной системе; п — число молей какого-либо из получающихся при реакции веществ; V — объем системы; t — время; S — площадь поверхности фазы, на которой протекает реакция; Δ — знак приращения (Δп =

V_гомог = Δп /( VΔt) ; V_{гетерог} =Δп (SΔt)

Первое из этих уравнений можно упростить. Отношение количества вещества (п) к объему ( V) системы представляет собою молярную концентрацию (С) данного вещества: п|V = С, откуда Δп|V = ΔС и окончательно:

Последнее уравнение является математическим выражением другого определения скорости реакции в гомогенной системе: скоростью реакции в гомогенной системе называется изменение кон центрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее за единицу времени.

Как уже говорилось, при практическом использовании химических реакций весьма важно знать, с какой скоростью будет протекать данная реакция в тех или иных условиях, и как нужно изменить эти условия для того, чтобы реакция протекала с требуемой скоростью. Раздел химии, изучающий скорости химических реакций, называется химической кинетикой.

От чего же зависит скорость реакции?

· В первую очередь – от природы веществ: одни вещества реагируют мгновенно, другие – медленно.

· Затем – от концентрации реагентов: чем она больше, тем чаще будут сталкиваться частицы.

· В-третьих, повышение температуры также будет ускорять реакцию: чем выше температура, тем легче частицам образовывать активированный комплекс и преодолеть энергетический барьер.

· Для гетерогенных реакций самый важный фактор – площадь контакта реагентов (она напрямую зависит от степени измельчения).

· Наконец, в присутствии веществ-катализаторов тоже достигается рост скорости реакции.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Чтобы вещества прореагировали, необходимо, чтобы их молекулы столкнулись. Очевидно, что вероятность столкновения молекул прямо пропорциональна количеству молекул реагентов в единице объема, т.е. молярным концентрациям реагентов.

В середине XIX в. (1865 г. – Н.Н. Бекетов, 1867 г. – К. Гульдберг, П. Вааге) был сформулирован основной постулат химической кинетики, называемый также законом действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции: υ = k [A]а * [B] b, для реакции aA + bB = cC + dD, где υ – скорость химической реакции; [А] – концентрация вещества А; [В] – концентрация вещества В; k – константа скорости реакции (коэффициент пропорциональности); а и b – коэффициенты в уравнении реакции.

Если [А]= [В]= 1 моль/л, то скорость химической реакции (υ) равна константе (k). Константа скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры, но не зависит от концентрации вещества.

Например, напишем кинетическое уравнение для реакции синтеза аммиака

N2 (г) + 3 H2 (г) ↔ 2 NH3 (г): υ = k [N2] * [H2] 3.

Влияние поверхности соприкосновения реагентов на скорость химической реакции

Скорость гетерогенной реакции прямо пропорциональна площади поверхности соприкосновения реагентов. Но в этом определении есть нюансы. 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.

Зависимость скорости реакции от температуры и от природы реагирующих веществ.

Молекулярно-кинетическая теория газов и жидкостей дает возможность подсчитать число соударений между молекулами тех или иных веществ при определенных условиях. Если воспользоваться результатами таких подсчетов, то окажется, что число столкновений между молекулами веществ при обычных условиях столь велико, что все реакции должны протекать практически мгновенно. Однако в действительности далеко не все реакции заканчиваются быстро. Это противоречие можно объяснить, если предположить, что не всякое столкновение молекул реагирующих веществ приводит к образованию продукта реакции. Для того чтобы произошла реакция, т. е. чтобы образовались новые молекулы, необходимо сначала разорвать или ослабить связи между атомами в молекулах исходных веществ. На это надо затратить определенную энергию. Если сталкивающиеся молекулы не обладают такой энергией, то столкновение будет неэффективным — не приведет к образованию новой молекулы. Если же кинетическая энергия сталкивающихся молекул достаточна для ослабления или разрыва связей, то столкновение может привести к перестройке атомов и к образованию молекулы нового вещества.

Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реакции. Энергию активации выражают в кДж/моль. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами.

С ростом температуры число активных молекул возрастает. Отсюда следует, что и скорость химической реакции должна увеличиваться с повышением температуры. Действительно, при возрастании температуры химические реакции протекают быстрее.

Для того чтобы лучше понять ускоряющее действие температуры на химические реакции, рассмотрим, как распределяются молекулы вещества по величине их энергии. В качестве примера на рис.1 показано такое распределение для газа, находящегося при постоянной температуре. По горизонтальной оси отложена энергия Е одной молекулы газа, а по вертикальной — доля общего числа молекул, обладающих энергией, лежащей в узком интервале от Е до Е + ΔЕ, деленная на величину этого интервала ΔЕ. Если общее число молекул газа обозначить через N, а их долю, обладающую энергией, лежащей в указанном интервале, через, то откладываемая по оси ординат величина будет равна ΔN/(N ΔЕ)

Рассмотрим столбик шириной ΔЕ и высотой, равной ординате кривой. Площадь такого столбика будет равна ΔЕΔN/(N ΔЕ)= ΔN/N , т. е. доле молекул, энергия которых лежит в интервале ΔЕ. Аналогично площадь, ограниченная кривой, двумя ординатами и осью абсцисс, равна доле молекул газа, энергия которых лежит в данном промежутке — в нашем случае в промежутке от Е1 до Е2. Точно так же площадь, лежащая под кривой и ограниченная слева ординатой (например, ординатой, отвечающей Eз), равна доле молекул, энергия которых превышает значение Е₃ (участок на рис.1, покрытый сеткой). Площадь, ограниченная всей кривой и осью абцисс, равна единице.

Кривая на рис.1 показывает, что молекулы газа, находящегося при постоянной температуре, обладают различной энергией. Наибольшая часть их имеет энергию, равную некоторой средней величине Еcр или близкую к ней. Но имеются молекулы, энергия которых больше или меньше Еср. При этом, чем сильнее отличается энергия от Еср, т. е. чем дальше от максимума расположена точка кривой, тем меньшая доля молекул газа обладает такой энергией.

Как изменится кривая при изменении температуры? На рис. 2 показаны две кривые, отвечающие одному и тому же количеству газа, находящегося при температурах Т1 и Т2 (Т2 > Т>). Видно, что кривая, относящаяся к температуре Т2, смещена вправо — в сторону более высоких энергий.

Если на рис.2 отметить энергию активации Еа какой-либо реакции, протекающей с участием данного газа, то будет видно, что доля молекул газа, энергия которых превышает Еа, резко возрастает с повышением температуры.

Возрастание скорости реакции с ростом температуры принято характеризовать температурным коэффициентом скорости реакции — числом, показывающим, во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры системы на 10 градусов. Температурный коэффициент различных реакций различен. При обычных температурах его значение для большинства реакций лежит в пределах от 2 до 4. Это на первый взгляд небольшое значение температурного коэффициента обусловливает, однако, большое возрастание скорости реакции при значительном повышении температуры. Например, если температурный коэффициент равен 2,9, то при возрастании температуры на 100 градусов скорость реакции увеличивается в 2,910, т. е. приблизительно в 50000 раз.

Энергия активации различных реакций различна. Ее величина является тем фактором, посредством которого сказывается влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции. Для некоторых реакций энергия активации мала, для других, наоборот, велика.

Если энергия активации очень мала (меньше 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к реакции. Скорость такой реакции велика. Примером реакций, энергия активации которых ничтожно мала, могут служить ионные реакции в растворах, сводящиеся обычно к взаимодействию разноименно заряженных ионов; опыт показывает, что такие реакции протекают практически мгновенно.

Напротив, если энергия активации реакции очень велика (больше 120 кДж/моль), то это означает, что лишь очень малая часть столкновений взаимодействующих частиц приводит к протеканию химической реакции. Скорость подобной реакции очень мала.

Если энергия активации реакции не очень мала и не очень велика (40—120 кДж/моль), то такая реакция будет протекать не очень быстро и не очень медленно. Скорость такой реакции можно измерить.

Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, начинаются с разрыва или с ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ. При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние называется активированным комплексом. Именно для его образования и необходима энергия активации. Неустойчивый активированный комплекс существует очень короткое время. Он распадается с образованием продуктов реакции; при этом энергия выделяется.

В простейшем случае активированный комплекс представляет собою конфигурацию атомов, в которой ослаблены старые связи и образуются новые. Примером может служить схема синтеза йодистого водорода:

Активированный комплекс возникает в качестве промежуточного состояния в ходе как прямой, так и обратной реакции. Энергетически он отличается от исходных веществ на величину энергии активации прямой реакции, а от конечных — на энергию активации обратной реакции. Эти соотношения показаны на рис. 3; видно, что разность энергий активации прямой и обратной реакции равна тепловому эффекту реакции.

Катализ и ингибирование

Есть вещества, которые влияют на скорость химической реакции, не являясь при этомреагентами. 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. Механизм действия катализаторов объясняется образованием промежуточных соединений. Например, механизм действия катализатора К в реакции А + В = АВ можно схематически показать так:

А + К = АК АК + В = АВ + К

А + В = АВ (АК – промежуточное соединение).

В присутствии катализатора изменяется путь, по которому происходит суммарная реакция, поэтому изменяется ее скорость. Например: 2SO₂ + O₂ = 2 SO₃ (медленно);

2SO₂ + O₂ = 2 SO₃ (присутствии катализатора NO – быстро).

Механизм: 2 NO + O₂ = 2 NO ₂ (быстро)

NO₂ + SO₂ = SO₃ + NO (быстро). NO – катализатор, NO₂ - промежуточное соединение. (приложение, рисунок 6)

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

ускоряется по мере накопления ионов Mn₂ +, образующихся при восстановлении перманганата.

Список литературы:

Глинка, Н.Л. Общая химия: учебное пособие для вузов/под ред. В.А.Рабиновича.-Л.:Химия,1983.-704с.
Определите, как изменится скорость химической реакции синтеза аммиака N₂ (г)+3Н₂ (г)↔2NН₃ (г) при увеличении концентрации исходных веществ в 2 раза.

Дано: Анализ: Решение:

Ответ: скорость реакции, при увеличении концентрации исходных веществ в 2 раза, увеличится в 16 раз

В данной работе рассматривается зависимость скорости химических реакций от различных факторов.

Вложение	Размер
skorost_himicheskoy_reaktsii.docx	39.11 КБ

Предварительный просмотр:

Скорость химических реакций

ученица 8г класса

МОУ Лицей №15 г.Саратова

Знание скоростей химической реакций имеет очень большое практическое и научное значение. Например , в химической промышленности от скорости химической реакции зависят размеры, производительности аппаратов, качество вырабатываемого продукта и в конечном итоге зарплата работников и себестоимость продукции.

В физике скорость передвижения тела узнают ,измеряя расстояние ,за которое это тело переместилось в определенный промежуток времени. Но химические вещества не всегда перемещаются в пространстве. Часто они просто расходуются в определенном количестве, переходя в продукты реакции за некоторый промежуток времени. А в химии?

Химические реакции называются явления, при которых одни вещества, обладающие определенным составом и свойствами, превращаются в другие вещества – с другим составом и другими свойствами.

Вещества, которые вступают в химическую реакцию, называются исходными веществами или реагентами. Вещества, которые образуются в результате реакции , называются продуктами реакции.

Признаки химической реакции:

Образование осадка
Выделение газа
Изменение окраски (цвета)
Выделение теплоты (света)
Появление или изменения запаха или вкуса

Обыденные примеры химических реакций из жизни:

При зажигании спички мы наблюдаем сразу выделение теплоты, света и изменение окраски;
При скисании молока получаем простоквашу и наблюдаем изменения запаха и вкуса;
При ржавление железа меняется окраска.

Все эти и многие другие химические реакции мы наблюдаем изо дня в день.

Теперь, что такое скорость химической реакции

Скорость химической реакции называется изменение концентрации реагента или продукта в единицу времени.

Разницу между тем, что было и тем, что стало, часто обозначают буквой греческого алфавита Δ (дельта) Следовательно, только что приведенное определение математически можно выразить так:

где v - скорость реакции, ΔC - изменение концентрации (в моль/л), а Δτ - интервал времени, в течение которого это изменение произошло (сек). Следовательно, размерность у скорости реакции такая: "моль/л . сек".

Количество вещества выражают в молях ( единица измерения количества вещества в Международной системе единиц ( Си)), а объем в литрах.

От чего зависит скорость химической реакции

Одна из основных задач химической кинетике – управление скоростью реакции. Полезные реакции нужно заставить идти быстрее, а вредные – медлить. Для этого надо знать, какие факторы влияют на их скорость.

Все химические превращения в растворе или газовой фазе происходят при столкновении молекул. Чем чаще молекулы встречаются, тем быстрее идет взаимодействие. Число же столкновений, а следовательно и скорость реакции, зависит от числа молекул в единице объема, т. е. от концентраций реагирующих веществ.

Если бы при каждом столкновении молекулы вступали во взаимодействие, все химические реакции заканчивались бы мгновенно, многие — со взрывом. На самом деле некоторые молекулы при столкновении превращаются в продукты реакции, а другие — нет. От чего это зависит?

Дело в том, что для разрыва или ослабления старых химических связей нужна энергия. Когда сталкиваются активные молекулы, которые обладают некоторым запасом энергии, они могут прореагировать. Если же энергия мала, то столкновение не приводит к реакции и молекулы разлетаются без химического превращения. Энергия молекул в свою очередь зависит от температуры. Это и есть важнейший фактор, определяющий скорость реакции. Подавляющее большинство реакций ускоряется с ростом температуры.

В том случае, когда для реакции не требуется дополнительной энергии, т. е. все молекулы активные, она происходит при каждом столкновении. Примером служит взаимодействие двух свободных радикалов — частиц, содержащих неспаренные электроны. Скорость таких реакций почти не зависит от температуры.

Для гетерогенных реакций, т. е. таких, которые протекают на поверхности реагирующих фаз, огромное значение имеет величина этой поверхности. Поэтому деревянные щепки сгорают быстрее полена такой же массы и металлические стружки растворяются в кислоте скорее, чем брусок.

Большинство химических и биохимических процессов с ростом температуры заметно ускоряются. Так, мясо при комнатной температуре испортится гораздо скорее, чем в холодильнике. В странах с влажным тропическим климатом фрукты созревают раньше, а машины ржавеют быстрее,чем в северных широтах. Железо не реагирует с холодной концентрированной серной кислотой, но растворяется в горячей.

Этот эффект ещё вXIXв. был описан с помощью эмпирического (т. е. выведенного из опытных данных) правила Вант-Гоффа:

Скорость многих реакций при нагревании на 10 °С увеличивается в 2—4 раза.

Так, при повышении температуры с 30 до 40 °С скорость гидролиза сахарозы в присутствии кислоты возрастает в 3,9 раза.

Математически правило Вант - Гоффа можно записать в виде степенной зависимости:

где g— температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при нагревании на 10 °С.

Однако правило Вант - Гоффа справедливо лишь при небольшом изменении температуры и далеко не для всех реакций. Гораздо более точно описывает температурные эффекты в химической кинетике уравнение Аррениуса для константы скорости (удельная скорость реакции):

Где Аи ЕА - постоянные величины, которые не зависят от температуры, а определяются только природой реагирующих веществ; R— универсальная газовая постоянная. Температура T в уравнении Аррениуса измеряется по шкале Кельвина. Последний сомножитель равен доле активных молекул, энергия которых больше некоторого порогового значения ЕА. Величину ЕА называют энергией активации. Доля молекул, имеющих энергию большую, чем ЕА, быстро растёт с увеличением температуры.

Энергию активации реакции можно определить экспериментальным путём, если измерить зависимость константы скорости (или самой скорости) от температуры.

В условиях школьной лаборатории мы изучаем влияние нескольких факторов на скорость химической реакции.

Влияние площади соприкосновения реагирующих веществ.

Мы взяли в качестве реагентов соляную кислоту , железо металлическое, восстановленное водородом ( порошок) , железный гвоздь. В две пробирки налили одинаковый объем раствора соляной кислоты и добавили железо.

Результат: реакция быстрее проходила в той пробирке, где находилось железо металлическое восстановленное в виде порошка.

В качестве реагентов взяли цинк, растворы соляной и уксусной кислот одинаковой концентрации. В пробирки налили одинаковое количество растворов кислот и добавили одинаковое количество цинка гранулированного.

Результат: в пробирке с соляной кислотой наблюдаем более энергичное выделение пузырьков газа, чем в пробирке с уксусной кислотой.

В качестве реагентов мы взяли соляную кислоту и оксид меди ( II ).

В две пробирки насыпали равные массы порошка оксида меди и добавили одинаковые объемы соляной кислоты. Наблюдаем за реакцией при комнатной температуре ( явных изменений в течении минуты не происходит). Одну пробирку нагрели в пламени спиртовки. Наблюдаем изменение цвета раствора ( он становится голубым).

Результат: скорость химической реакции зависит от температуры реагирующих веществ, при повышении температуры скорости реакции увеличивается.

В качестве реагентов взяли раствор соляной кислоты и гранулы цинка. Одинаковые объемы раствора кислоты налили в две пробирки. Во вторую пробирку добавили такой же объем дистиллированной воды( уменьшили концентрацию реагирующего вещества). В пробирках наблюдается выделение пузырьков газа. Наиболее энергично проходит процесс в пробирке № 1 .

Результат: чем выше концентрация вещества, тем выше скорость химической реакции.

Знание скорости химических реакций имеет очень большое практическое и научное значение. Например, в химической промышленности от скорости химической реакции зависят размеры, производительность аппаратов, качество вырабатываемого продукта и в конечном итоге зарплата работников и себестоимость продукции.

В данной работе были рассмотрены вопросы, определяющие факторы, влияющие на скорость химической реакции. А так же, выяснено, что значения о скорости химической реакции и факторах, влияющих на ее изменение, позволяют управлять в значительной степени химической реакциями.

Скорость химической реакции (v) характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ (моль/л или моль/см3) в единицу времени (сек., мин., ч.).
Для гомогенной (однородной) системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени в единице объема системы. Для гетерогенной системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз.

Файлы: 1 файл

тгв реферат.docx

Скорость химической реакции

Скорость химической реакции (v) характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ (моль/л или моль/см3) в единицу времени (сек., мин., ч.).

Для гомогенной (однородной) системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени в единице объема системы. Для гетерогенной системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

1) Природа реагирующих веществ (характер связи в молекулах реагентов);

2) Концентрация реагентов;

5) Давление (для газов);

6) Излучение (ИК-, УФ-, рентгеновское, радиоактивное и др.);

7) Площадь поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

Влияние концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции, протекающей в однородной среде, пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

Например, для обратимой гомогенной реакции, выражающейся уравнением aA + bB ↔ cC + dD, в соответствии с законом действия масс, можно записать выражение скорости прямой и обратной реакций:

где k1 и k2 – константы скоростей прямой и обратной реакций.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она показывает численное значение скорости химической реакции, с которой реагируют вещества при их концентрации (или произведении концентраций), равной единице. Константа скорости реакции зависит от природы реагентов, температуры, наличия катализатора, но не зависит от концентрации реагентов.

Химические реакции по признаку обратимости делятся на необратимые и обратимые. К необратимым реакциям относятся такие реакции, которые протекают до тех пор, пока один из реагентов полностью не израсходуются. Признаками необратимых реакций, протекающих в растворах, являются: а) выпадение осадка, б) образование газа, в) образование слабого электролита.

Обратимыми реакциями называются такие реакции, которые протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях. Для подобных реакций вместо знака равенства пользуются противоположно направленными стрелками (↔).

С течением времени скорость любой реакции, измеряется по убывающим концентрациям исходных веществ, будет уменьшаться, так как по мере взаимодействия веществ их концентрации уменьшаются (скорость прямой реакции). Если реакция является обратимой, то по мере увеличения концентрации продуктов ее скорость будет возрастать (скорость обратной реакции). Как только скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, в системе устанавливается химическое равновесие и дальнейшее изменение концентраций всех веществ, находящихся в системе, прекращается.

Количественной характеристикой состояния равновесия является константа химического равновесия К, которая определяется отношением констант скоростей прямой и обратной реакцией

В подавляющем большинстве случаев константы скоростей прямой и обратной реакций не равны. Константа равновесия – постоянная при данной температуре величина и определяет соотношение между равновесными концентрациями продуктов реакции и исходных веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

Например, для процесса N2 + 3H2 ↔ 2NH3

Квадратной скобкой обозначена концентрация каждого вещества в момент равновесия, так называемая равновесная концентрация.

Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Катализатор не влияет на состояние равновесия. Присутствие катализатора в системе лишь изменяет время его достижения. В состоянии равновесия система может находиться до тех пор, пока не изменится хотя бы одно из внешних воздействий: температура, концентрация одного из реагентов, давление (для газов). Изменения, происходящие в равновесной системе в результате внешних воздействий, определяются принципом подвижного равновесия (принцип Ле-Шателье): внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

На смещение равновесия оказывает влияние:

1) изменение температуры: эндотермический процесс ускоряется в большей степени при повышении температуры и, наоборот, при понижении температуры ускоряется экзотермический процесс;

2) изменение давления: (для реакций, протекающих в газовой фазе): при повышении давления равновесие реакции смещается в направлении образования веществ, занимающих меньший объем, и, наоборот, понижение давления способствует процессу, сопровождающемуся увеличением объема. Если реакция протекает без изменения объема, то изменение давления в системе не оказывает влияние на химическое равновесие.

3) изменение концентрации: увеличение концентрации исходных веществ приводит к увеличению скорости прямой реакции, при этом протекающий в системе процесс завершится, когда скорости прямой и обратной реакций станут равны и установится новое равновесие. Уменьшение концентрации одного из продуктов реакции (вывод из системы) приводит к смещению равновесия в сторону его образования.

Критерием принципиальной осуществимости реакций является неравенство ΔGp, T

Читайте также: