Зависимость скорости реакции от температуры
Химическая кинетика и равновесие
Химическая кинетика изучает скорость химической реакции, влияние различных факторов на скорость реакции и механизм реакции.
Различают истинную и среднюю скорости.
Скорость химической реакции- это количество вещества вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объема или на единице поверхности раздела фаз.
c
∆t = t2 – t1
∆t → 0
t1 t2 t
Различают гомогенную и гетерогенную скорости реакции.
ѵ гом = ∙ ѵ гетер = ∙ |
n – количество вещества, моль
τ – время
v – объем данной фазы
s – поверхность раздела фаз
Гомогенная система состоит из одной фазы.
Гетерогенная система состоит из нескольких фаз.
Реакция в гомогенной системе протекает во всем объеме, в гетерогенной системе – на поверхности раздела фаз.
υгом = |
Когда скорость реакции определяют по образующимся продуктам реакции используют знак « + », когда скорость определяют по исходным веществам, берется знак « - ». Таким образом, скорость реакции всегда величина положительная.
Cl2 (г) + 2 NO(г) → 2 NOCl (г) галогенид
нитрозила
υCl2 = υNO =
υ NOCl =
Чтобы скорости по отдельным веществам были равны, следует учитывать стехиометрические коэффициенты.
υ = = - =
Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ.
В основе зависимости скорости химической реакции от концентрации лежит закон действующих масс (1864-1867гг Гульдберг и Вааге). Скорость химической реакции при постоянной температуре в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ возведенных в некоторые степени – стехиометрические коэффициенты.
T = const aA + bB = cC + dD
υ = k |
n = a + b
υ = k |
n1, n2 - определяются экспериментально.
H2 + J2 = 2HJ ѵ = k
k- коэффициент пропорциональности, - называют удельной скоростью реакции или константой реакции.
= = 1 υ = k
Зависимость скорости реакции от температуры
С увеличением температуры обычно увеличивается скорость. Правило Вант – Гоффа: повышение температуры на каждые 100 увеличивает скорость реакции в 2 – 4 раза
γ – температурный коэффициент скорости реакции
υT - скорость реакции при исходной температуре, Т
Kт - константа скорости реакции при исходной температуре
В широком интервале температур используют уравнение Аррениуса
А- постоянная, Е –энергия активации.
е – основание натурального логарифма
Активированный комплекс
продукты |
Чтобы столкнувшиеся молекулы могли образовывать активированный комплекс, кинетическая энергия столкновения должна равняться энергии активации или превышать ее. |
Е |
реагенты |
координата реакции
Энергетическая диаграмма протекания реакции
Энергия активации - минимальная энергия реагентов, достаточная для того, чтобы они вступили в химическую реакцию.
Катализ
Катализ – это изменение скорости химических реакций под действием веществ, количество и природа которых после завершения реакции останутся такими же, как и до реакции.
Катализатор - нерасходуемый реагент, увеличивающий скорость реакции.
Ингибиторы – препятствуют протеканию реакции
Е
Е`
реагенты |
Ээ
продукты |
координаты реакции |
Химическое равновесие
Такое состояние реакционной системы, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
aA + вВ ↔ сС + dD
З.Д.М. = const К=
Константа равновесия
H2 + J2 ↔2HJ
= 50,7
Смещение химического равновесия принцип Ле Шателье:
Если на систему находящуюся в состоянии равновесия, производится внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.