Зависимость скорости реакции от температуры

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, который экспериментально установил, что

При повышении температуры на каждые 10 ^оС скорость реакции увеличивается примерно в 2 – 4 раза

где V₁и V₂ скорость реакции при температуре t₁и t₂ (t₂ > t₁), g – температурный коэффициент скорости реакции.

Пример. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции, при повышении температуры от 10 до 40 ^оС, если g = 3

Решение.

Скорость химической реакции увеличится в 27 раз.

Теория активации Аррениуса

Большинство соударений молекул не приводит к химическому взаимодействию – c толкнувшись, они разлетаются в разные стороны, как упругие шары. Для осуществления элементарного акта реакции необходимо, чтобы электронные оболочки атомов реагентов при соударении вторгались одна в другую, преодолевая взаимное отталкивание. Это вызовет разрыв старых связей и возникновение новых. Но для этого нужно затратить энергию. Поэтому в реакцию вступают не все молекулы, а лишь те, которые могут преодолеть энергетический барьер отталкивания и войти в химический контакт друг с другом. Такие молекулы являются активными, а избыточная энергия, которой они обладают по сравнению с молекулами, имеющими средний запас энергии, является энергией активации Е_акт. С увеличением температуры растет число активных молекул и следовательно, возрастает скорость химической реакции.

При столкновении частиц образуется группировка в состоянии перераспределения связей, которая называется активированным комплексом.

Переход системы из исходного состояния в конечное через активированный комплекс показан на рисунке.

Е¹_а – энергия активации обратимой реакции

Е¹_а – Е_а = DН, где DН – тепловой эффект реакции

Е_актэнергией активации характеризует высоту энергетического барьера, преодолев который молекулы подвергаются химическим превращениям:

А + В = AB.

Активация молекул возможна при нагревании или растворении вещества, при различных облучениях.

Зависимость константы скорости реакции от энергии активации и температуры выражается формулой Аррениуса:

где А – постоянный множитель, не зависящий от температуры, Е_акт– энергия активации, R – универсальная газовая постоянная.

Энергия активизации равна разности между средней энергией реагентов и энергией активированного комплекса.

Энергия активизации определяет влияние на скорость реакции природы реагентов.

Влияние катализатора

Катализ – это явление изменения скорости реакции в присутствии катализаторов, веществ изменяющих пути протекания реакций в циклах промежуточного взаимодействия с реагентами и восстанавливающих в итоге свой состав.

Катализаторы бывают положительные и отрицательные.

Положительные катализаторы (платина, оксид марганца (IV)) ускоряют реакцию в несколько раз.

MnO₂

2H₂O₂ ® 2H₂O + O₂

Отрицательные катализаторы – ингибиторы, наоборот замеляют скорость химической реакции (пример использование ингибиторов для борьбы с коррозией нефтепроводов)

Различают гомогенный и гетерогенный катализ.

Если катализатор и реагенты находятся в одной фазе и процесс протекает в объеме, то это гомогенный катализ.

Если катализатор и реагенты находятся в разных фазах и процесс протекает на поверхности их раздела, то это гетерогенный катализ.

Механизм действия катализаторов объясняется образованием промежуточных соединений и заключается в снижении энергии активации при образовании активированного комплекса.

Для реакции А + B ® AB

A + К ® AК

A К + B ® AB + К

А + B ® AB

Катализатор ускоряет реакцию, хотя и не входит в ее продукты. Химическое состояние катализатора и его количество после реакции остается неизменным.

Механизм химических реакций

Реакции можно классифицировать по механизму их протекания. Они делятся на:

– простые (молекулярные) реакции, протекающие непосредственно между молекулами.

Молекулярность реакции определяется числом молекул, участвующих в элементарном акте превращения. Бывают реакции одномолекулярные, двухмолекулярные и трехмолекулярные:

одномолекулярная (мономолекулярная) СаСО₃® СаО + СО₂

двухмолекулярная (бимолекулярная) 2HI ® H₂+ I₂

трехмолекулярная (тримолекулярная) 2NO + H₂® NO₂+ H₂O

Е_актэнергия активации таких реакций составляет 120 – 440 кДж/моль

– ионные реакции, протекающие при растворении веществ.

Cl^– + Ag⁺ = AgCl¯ Е_акт = 0 – 80 кДж/моль

– радикальные (цепные) реакции с участием свободных радикалов имеющих ненасыщенные валентности.

H₂+ Сl₂® 2HCl

Обычное уравнение реакции не отражает истинный механизм данной реакции. Галогены уже при температуре 20 ^оС на свету образуют радикалы (ион, содержащий один неспаренный электрон)

Сl₂® 2Cl· радикал реагирует с водородом

H₂+ Сl· ® HCl + H·

Сl₂+ H· ® HCl + Cl· 1 квант света вызывает образование 100 тыс. молекул HCl

Реакция носит цепной характер, закон действия масс не соблюдается, т.к. энергия активации радикала и энергия активации взаимодействия радикала с водородом исключительно мала.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Все химические реакции делятся на необратимые и обратимые.

Необратимые реакции протекают до конца (в одном направлении).

BaCl₂+ H₂SO₄® BaSO₄¯ + 2HCl

Признаки необратимых реакций:

1. выпадение осадка или образование газа;

2. образование малодиссоциирующих продуктов;

3. выделение большого количества энергии.

Обратимые реакции протекают в прямом и обратном направлениях.

СО₂+Н₂О СО₂+Н₂

3H₂+N₂ 2NH₃

Реакцию, протекающую в правую сторону (®), называют прямой, а в левую () – обратной.

С течением времени скорость прямой реакции уменьшается, и через некоторый промежуток времени наступает химическое равновесие, когда скорости прямой и обратной реакции равны.

Для реакции общего вида

аА + вВ сС + dD,

где А и В – исходные вещества, а и в – стехиометрические коэффициенты скорости прямой и обратной реакции по закону действующих масс будут равны

= [A]^a[B]^b и = [C]^c[D]^d

В условиях равновесия = и [A]^a[B]^b = [C]^c[D]^d

Преобразуем равенство в

Величина К_р называется константой равновесия. Константа равновесия зависит только от температуры, и не зависит от концентрации реагирующих веществ. Присутствие катализатора тоже не влияет на нее.

Химическое равновесие, т.е. равенство скоростей прямой и обратной реакций, сохраняется до тех пор, пока сохраняются условия равновесия. При изменении условий, например температуры, или давления, или концентрации веществ, изменяются скорости прямой и обратной реакций, что ведет к нарушению равновесия и смещению (сдвигу) его в правую или левую сторону.

Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье:

если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то состояние равновесия смещается в том направлении, которое ослабляет влияние этого воздействия (или в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия).

На сдвиг равновесия могут влиять температура, концентрации реагентов и давление.

2. Факторы, влияющие на положение химического равновесия – температура, концентрация, давление.

Дата добавления: 2020-11-27; просмотров: 44; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 123 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!