Кінематика хімічних
реакцій
Швидкість хімічних
реакцій.
Швидкість реакції визначається зміною молярній
концентрації одного з реагуючих речовин:
V = ± ((С2 - С1)/(t2
- T1)) = ± (DС/Dt)
де С1 і С2 - молярні
концентрації речовин в моменти часу t1 і t2
відповідно (знак (+) - якщо швидкість визначається по продукту реакції, знак
(-) - За початкового речовині).
Реакції відбуваються при зіткненні молекул
реагуючих речовин. Її швидкість визначається кількістю зіткнень і
ймовірністю того, що вони призведуть до перетворення. Число зіткнень
визначається концентраціями реагуючих речовин, а ймовірність реакції --
енергією зіштовхуються молекул.
Фактори, що впливають на
швидкість хімічних реакцій.
1. Природа реагуючих речовин. Велику роль відіграє
характер хімічних зв'язків і будова молекул реагентів. Реакції протікають в
напрямку руйнування менш міцних зв'язків та освіти речовин з більш
міцними зв'язками. Так, для розриву зв'язків у молекулах H2 і N2
потрібні високі енергії; такі молекули мало реакційноздатні. Для розриву
зв'язків у сільнополярних молекулах (HCl, H2O) потрібно менше
енергії, і швидкість реакції значно вище. Реакції між іонами в розчинах
електролітів протікають практично миттєво.
Приклади.
Фтор з воднем реагує з вибухом при кімнатній
температурі, бром з воднем взаємодіє повільно і при нагріванні.
Оксид кальцію вступає в реакцію з водою енергійно, з
виділенням тепла; оксид міді - не реагує.
2. Концентрація. Зі збільшенням концентрації (числа
частинок в одиниці об'єму) частіше відбуваються зіткнення молекул реагуючих
речовин - швидкість реакції зростає.
Закон діючих мас
(К. Гульдберг, П. Вааге, 1867р .).
Швидкість хімічної реакції прямо пропорційна
добутку концентрацій реагуючих речовин.
aA + bB +. . . ®. . .
V = k • [A] a
• [B] b •. . .
Константа швидкості реакції k залежить від природи
реагуючих речовин, температури і каталізатора, але не залежить від значення концентрацій
реагентів.
Фізичний зміст константи швидкості полягає в тому,
що вона дорівнює швидкості реакції при поодиноких концентраціях реагуючих речовин.
Для гетерогенних реакцій концентрація твердої фази в
вираз швидкості реакції не входить.
3. Температура. При підвищенні температури на кожні
10 ° C швидкість реакції зростає в 2-4 рази (Правило Вант-Гоффа). При
збільшенні температури від t1 до t2 зміна швидкості
реакції можна розрахувати за формулою:
(t2 --
t1)/10
Vt2 /
Vt1 = g
(де Vt2 і Vt1 - швидкості
реакції при температурах t2 і t1 відповідно; g-температурний коефіцієнт цієї реакції).
Правило Вант-Гоффа застосовується лише у вузькому інтервалі
температур. Більш точним є рівняння Арреніуса:
k = A • e -Ea/RT
де
A - постійна, що залежить від природи реагуючих
речовин;
R - універсальна газова стала [8,314 Дж/(моль o
К) = 0,082 л o атм/(моль o До )];
Ea - енергія активації, тобто енергія, якої мають
володіти зіштовхуються молекули, щоб зіткнення призвело до хімічного
перетворенню.
Енергетична діаграма хімічної реакції.
А - реагенти, В - активоване комплекс (перехідне
стан), С - продукти.
Чим більше енергія активації Ea, тим сильніше зростає
швидкість реакції при збільшенні температури.
4. Поверхня зіткнення реагуючих речовин.
Для гетерогенних систем (коли речовини знаходяться в різних агрегатних
станах), чим більше поверхню дотику, тим швидше протікає реакція.
Поверхня твердих речовин може бути збільшена шляхом їх подрібнення, а для
розчинних речовин - шляхом їх розчинення.
5. Каталозі. Речовини, які беруть участь у реакціях і
збільшують її швидкість, залишаючись до кінця реакції незмінними, називаються каталізаторами.
Механізм дії каталізаторів пов'язаний зі зменшенням енергії активації реакції
за рахунок утворення проміжних сполук. При гомогенному каталізі реагенти
і каталізатор становлять одну фазу (перебувають в одному агрегатному стані),
при гетерогенному каталізі - різні фази (перебувають у різних агрегатних
станах). Різко сповільнити протікання небажаних хімічних процесів в
ряді випадків можна додаючи в реакційну середу інгібітори (явище
"негативного каталізу ").
Хімічне рівновагу.
Зворотні реакції - хімічні реакції, що протікають
одночасно у двох протилежних напрямках.
Хімічна рівновага - стан системи, в якому
швидкість прямої реакції (V1) дорівнює швидкості зворотної реакції (V2).
При хімічному рівновазі концентрації речовин залишаються незмінними. Хімічне
рівновага має динамічний характер: пряма і зворотна реакції при
рівновазі не припиняються.
Стан хімічної рівноваги кількісно
характеризується константою рівноваги, що представляє собою відношення констант
прямий (K1) і зворотного (K2) реакцій.
Для реакції mA + nB pC + dD константа
рівноваги дорівнює
K = K1 /
K2 = ([C] p • [D] d)/([A] m • [B] n)
Константа рівноваги залежить від температури і природи
реагуючих речовин. Чим більше константа рівноваги, тим більше рівновага
зрушено в бік утворення продуктів прямої реакції.
Способи зміщення
рівноваги.
Принцип Ле-Шательє. Якщо на систему, що знаходиться в
рівновазі, проводиться зовнішній вплив (змінюються концентрація,
температура, тиск), то воно сприяє протіканню тієї з двох
протилежних реакцій, яка послаблює цей вплив
V1
A + Б
В
V2
1. Тиск. Збільшення тиску (для газів) зміщує
рівновагу в бік реакції, що веде до зменшення обсягу (тобто до утворення
меншого числа молекул).
V1
A + Б
В
; збільшення P призводить до V1> V2
V2
2
1
2. Збільшення температури зміщує положення рівноваги
у бік ендотермічний реакції (тобто в бік реакції, що протікає з
поглинанням теплоти)
V1
> V1
A + Б
V2
V1
В - Q, то збільшення t ° C призводить до V1
> V2
A + Б
V2
3. Збільшення концентрації вихідних речовин і видалення
продуктів зі сфери реакції зміщує рівновагу в бік прямої реакції.
Збільшення концентрацій вихідних речовин [A] або [Б] або [А] і [Б]: V1
> V2.
4. Не впливають на Каталізатори положення рівноваги.
Список літератури
Для підготовки даної роботи були використані
матеріали з сайту http://schoolchemistry.by.ru/
