Влияние температуры на скорость химической реакции

ХИМИЧЕСКая кинетика и катализ

1. Классификация химических реакций (самостоятельно).

Скорость химической реакции.

3. Влияние температуры на скорость химической реакции.

Энергия активации.

5. Формула Максвелла – Больцмана (самостоятельно).

6. Катализаторы и каталитические процессы.

 

Скорость химических реакций.

Под скоростью химической реакции понимается изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Чтобы вычислить u реакции нужно определить, насколько изменилась концентрация одного из реагирующих веществ в единицу времени (рис. 1 СЛ. 1(0)).

 

 

Рис. 1.

СЛ. 1(1) Dt=t₂-t₁, -DC=C₂-C₁ Þ u= -DC/Dt

Знак минус говорит о том, что с уменьшением С скорость тоже уменьшается. Если u рассчитывается по одному из продуктов реакции, то u=DC/Dt . Несмотря на знак минус в уравнении u считается положительной величиной.

Более применимое вычисление скорости хим. реакции вытекает из закона действия масс СЛ.2(0).

Согласно этому закону u~ концентрации реагирующих веществ в данный момент времени. СЛ. 2 (1)Для реакции А®В, u может быть выражена следующим кинетически уравнением: u=КС_А, где С_А - концентрация вещества А в данный момент времени, К - коэффициент пропорциональности - константа u химических реакций.

Сл. 2 (2) При взаимодействии 2х и более веществ mA + nB ®pC + gD, математическое выражение скорости будет: u=KC_A^mC_Bⁿ. т.е. u химических реакций прямо пропорциональна произведению реагирующих веществ, стехиометрические коэффициенты входят в уравнения в виде степени при соответствующей концентрации.

Константа u химической реакции не изменяется при изменении концентраций реагирующих веществ. Иногда К называют удельной скоростью реакции, т.е. при С_А = С_В = 1, К = u.

Константа скорости зависит от природы реагирующих веществ, t⁰, присутствия примесей (в том числе катализаторов), от среды в которой протекает реакция.

Чем больше константа скорости, тем быстрее идет реакция.

Обобщая можно сделать следующий вывод:

Скорость химической реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ: СЛ. 3:

 

 

Где:

С_А, С_В – молярные концентрации реагентов в любой момент времени моль/л,

a, b – стехиометрические коэффициенты,

а – порядок реакции по веществу А,

b – порядок реакции по веществу В,

а + b –общий кинетический порядок реакции. Общий порядок простой реакции совпадает с ее молекулярностью.

k – константа скорости химической реакции.

3. Влияние t⁰ на скорость химической реакции Сл 4(0).

Опыт показывает, что с повышением t⁰ скорость химических реакций возрастает. Сл 4(1)В уравнении химической кинетике u=КC_АС_В влияние t⁰ включает в себя К. С увеличением t⁰ возрастает К Þ и возрастает u.

Сл 4(2).Если через К_t - конст. при t⁰ = t₀, а K_t+10 при t⁰=t₀₊₁₀ его, то отношение величины первой называется температурным коэффициентом скорости реакции (g), g= K_t+10/ K_t.

Сл 4(3).Согласно эмпирическому правилу Вант-Гоффа g колеблется от 2 до 4, т.е. повышая t⁰ на 10⁰ u возрастает в два- четыре раза.

Сл 4(4).Пример если g = 2, t⁰ + 100⁰, то скорость реакции увеличится в 1024 раза, т.е.

K_t+100/ K_t=g¹⁰=2¹⁰=1024.

Обобщение – СЛ.5.

увеличение температуры в арифметической прогрессии, влечет за собой увеличение скорости реакции, в геометрической.

Хотя из правила Вант-Гоффа коэффициент g должен быть постоянным для каждой химической реакции, это справедливо лишь на очень узком интервале температур. При значительных перепадах температуры g значительно уменьшается при увеличении температуры (рис. 2 СЛ. 6).

 

Точная зависимость К скорости реакции от t⁰ была найдена Аррениусом. СЛ.7(0) Уравнение Аррениуса имеет вид: lnK=B - A/T, где К - константа u реакции; А и В - постоянные характерные для данной реакции; Т - температура.

как видно из уравнения lnК обратно пропорционален Т. Коэффициенты А и В находят графически (рис. 3 СЛ.7(1)).

 

Энергия активации.

Согласно теории активации Аррениуса реакционноспособны только те молекулы, которые обладают запасом Е (избыточной энергией), достаточным для… Рис. 4.

Автокатализ.

  Рис. 6 Кинетическая кривая продукта автокаталитической реакции

Гетерогенный катализ.

1. Диффузия исходных веществ к поверхности катализатора. СЛ.14(2) 2. Адсорбция исходных веществ на поверхности с образованием… А + В + К ® АВК

Рис. 7. а) Дегидрирование спиртов на дублете; б) Дегидрирование циклогексана на секстете

 

Теория мультиплетов позволила связать каталитическую активность металлов с величиной их атомного радиуса.

 

САМОСТОЯТЕЛЬНО

Классификация химических реакций.

Все кинетические реакции различаются по молекулярности и порядку реакций. Молекулярность реакции определяется числом молекул, участвующих в химическом взаимодействии.

По молекулярности все реакции делятся на:

- мономолекулярные - в которых участвуют одна молекула, например: I₂Û2I, все реакции изомерного превращения и разложения.

- бимолекулярные: во взаимодействии участвуют две молекулы, пример: H₂+I₂Û2HI.

- тримолекулярные: при одновременном столкновении 3х молекул: 2NO+O₂Û2NO₂, но вероятность встречи одновременно 3х молекул крайне низка.

Реакция более высокой молекулярности, чем 3х не известны.

В тех случаях, когда из уравнения реакции следует, что молекулярность более 3х, на самом деле реакция протекает более сложным путем - проходит через ряд промежуточных стадий, молекулярность которых, как правило, 1 или 2.

Каждому типу реакций соответствует кинетическое уравнение, которое выражает зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ. По форме зависимости скорости от концентрации V = f(с) реакции делятся на первого второго и третьего порядка. В реакциях второго, третьего порядка v зависит от с во второй и третьей степени.

В общем случае порядок реакции определяется как сумма стехиометрических коэффициентов взаимодействующих реагентов.

aA+bBÛcC+dD порядок данной реакции n=a+b, т.е. на первый взгляд порядок реакции совпадает с ее молекулярностью. Но это совпадение наблюдается лишь в самых простых случаях. Многие, например бимолекулярные реакции, описывают кинетическим уравнением первого порядка. Такое понижение порядка, как правило, следствие того, что один из реагентов находится в большом избытке, и в процессе реакции его (С) изменяется незначительно, т.е. u реакции зависит только от изменения (С) другого компонента.

Пример: C₁₂H₂₂O₁₁+H₂O_избÛ2С₆H₁₂O₆ – гидролиз тростникового сахара.

Причина несовпадения молекулярности и порядка реакций объясняется тем, что стехиометрические уравнения описывают процесс в целом и не отражают истинного механизма реакций, протекающих через ряд последовательных стадий.

 

Формула Максвелла - Больцмана

В теории активных соударений Аррениус показал, что количество активных молекул может быть вычислено по закону Максвелла - Больцмана: Nакт= NОБЩ*е(-Е/RT) ** где Nакт - число активных молекул; Nобщ - общее число молекул; е - основание натуральных логарифмов; Е - энергия…