кинематика химических реакций

Кинематика химических реакций Скорость химических реакций. Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ: V = ± ((С2 - С1) / (t2 - t1)) = ± (С / t) где С1 и С2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t1 и t2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному в еществу). 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 связ ей 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, H2O) 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 вступае т 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 =  (где Vt2 и Vt1 - скорости реакции при температурах t2 и t1 соответственно; - температурный коэффициент данной реакции). Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур.

Более точным является уравнение Аррениуса: k = A • e -Ea/R T 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 уменьше нием 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, протекающ ие 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 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 > 2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты) V1 В + Q, то увеличение t°C приводит к V2 > V1 A + Б <-> V2 V1 В - 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. Список литературы Для подготовки данной работы были использованы материалы с сайта http://schoolchemistry.by.ru/.