Факторы, влияющие на скорость. Катализ

Скорость химической реакции зависит от следующих факторов:

1. природы реагирующих веществ

2. от условий протекания реакции

а) концентраций веществ

б) температуры

в) наличия катализатора

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ устанавливает основной закон химической кинетики - закон действующих масс:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реа­гирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов. _υ

Для синтеза аммиака: N₂ + 3H₂ ↔ 2 NH₃ ; υ= kCN_{2 *} CH₂³

υ - скорость прямой реакции, k - константа скорости реакции, которая зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентраций.

Константа скорости - это скорость реакции при концентрациях реагентов, равных 1 моль/л. Уравнение, связывающее скорость с концентрацией, называется кинетическим.

Различают химические реакции, идущие в одну стадию, называемые простыми, и реак­ции сложные - многостадийные.

Простые реакции характеризует молекулярность, а сложные реакции характеризует по­рядок реакции.

Молекулярность - это число молекул, одновременным взаимодействием которых осу­ществляется акт химического превращения. Бывают моно-, би- и тримолекулярные реак­ции.

Многостадийные, сложные реакции протекают в несколько последовательных или ­параллельных стадий, идущих с различными скоростями. На практике измеряется скорость самой медленной - лимитирующей - стадии.

Порядок реакции - это сумма показателей степеней в экспериментально полученном кинетическом уравнении лимитирующей стадии.

Различают:

-сложные реакции 1го порядка - часто это реакции разложения

-сложные реакции 2го порядка

-сложные реакции нулевого порядка, в которых скорость не зависит от концентра­ций реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа, согласно которому: при увеличении температуры на 10 ⁰С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением:

υ_t2 = υ_t1* γ ^Δt/10

υ_t2иυ_t1 -скорости при более высокой и более низкой температурах, соответственно.

γ –температурныйкоэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при изменении температуры на 10 ^оС.

Влияние катализаторов:

Катализаторы - это вещества, которые изменяют скорость химической реакции, но оста­ются неизмененными как количественно, так и качественно. Катализ бывает положительным и отрицательным (называется ингибированием); гетерогенным и гомогенным. Суть действия катализатора состоит в уменьшении энергии активации процесса, т.е. той энергии молекул, которой достаточно для протекания этого процесса.

Любой катализатор обладает избирательностью действия, то есть ускоряет только опреде­ленную реакцию.

Эти принципы справедливы и для биологических систем.

Все биологические катализаторы являются по своей структуре белковыми веществами и называются ферментами. Ферменты в организме действуют в строго определенной после­довательности, катализируют сотни многостадийных реакций, в ходе которых осуществ­ляются превращения различных веществ. Помимо этого, особая группа регуляторных фер­ментов способна воспринимать различные сигналы и изменять при этом свою активность и скорость всего процесса. Регуляторные ферменты катализируют лимитирующие реак­ции. С изменением активности ферментов связаны многие патологии.

Кинетика обратимых реакций. Химическое равновесие

Обратимые реакции - это реакции, идущие одновременно в обоих направлениях. В них, образующиеся продукты реакции взаимодействуют друг с другом, превращаясь в исход­ные вещества. Например, синтез аммиака:

υ_пр

N₂ + 3 H₂ ↔ 2 NH₃ ;υ_пр= k_{пр *} C_{N2 *} C_H2³ _; υ_обр = k_{обр *} C_NH3²

υ_обр

То состояние системы, при котором скорость прямой реакции υ_пр равна скорости обратной υ_обр называется химическим равновесием, оно характеризуется К_равн.. Такое равновесие является динамическим, то есть подвижным. Пользуясь правилом Ле-Шателье, его можно сместить в сторону исходных веществ или в сторону продуктов реак­ции, но через некоторое время наступает состояние равновесия, соответствующее новым условиям.

Правило Ле-Шателье:

«Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия оказано внешнее воздействие (изменили концентрации веществ, температуру или давление газов), то равновесие сместится в направле­нии, в котором эффект произведенного воздействия ослабляется», т.е. в противоположном направлении.

Например, синтез аммиака - это эндотермический процесс, то есть процесс, идущий с поглощением тепла. Чтобы установившееся равновесие сместить в сторону продуктов ре­акции (NH₃) систему необходимо нагреть или увеличить концентрации исходных веществ или уменьшать концентрацию продуктов, убирая из системы получившийся амми­ак.

Химическое равновесие характеризуется величиной константы равновесия (К_равн).

Константа равновесия – это отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов, например:

CNH₃²

К_равн =

CN_{2 *} CH₂³

Химическая термодинамика

Термодинамикаизучает различные системы и процессы, протекающие в них, устанавли­вает взаимосвязь между различными видами энергии, определяет возможность, направле­ние и пределы протекания различных процессов.

Основные понятия термодинамики.

Система - это тело или группа тел, находящихся во взаимодействии и мысленно обособ­ленных от окружающей среды.

Различают:

—Изолированные системы, которые не обмениваются с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

—закрытые системы, которые обмениваются с окружающей средой только энергией.

—открытые системы, которые обмениваются с окружающей средой и энергией и веществом.
Любой живой организм - это открытая система.

Состояние системы характеризуется параметрами, которые измеря­ются — это объем, давление и температура (v, р, t).

Процесс, протекающий при постоянной температуре (t = const), называется изотермическим.

При изохорном процессе V= const , при изобарном процессе P= const.

Для описания состояния систем, так же могут использоваться и определенные функции, истинные значения которых определить невозможно.

U—внутренняя энергия системы

Н—энтальпия (теплосодержание системы)

S— энтропия

G— изобарно-изотермический потенциал.

Всеобщий закон сохранения энергии распространяется и на термодинамические закономерности перехода различных видов энергии друг в друга в строго определенных эквива­лентных соотношениях и называется первым началом термодинамики:

Теплота, подводимая к системе, расходуется на изменение внутренней энергии системы и на совершение работы системой против внешних сил.

Q=ΔU+A

Q – количество теплоты, подводимое к системе,

ΔU – изменение внутренней энергии системы.

Внутренняя энергия - энергия взаимодействия всех частиц системы, то есть полная энергия системы, за исключением потенциальной и кинетической.

А – работа, совершаемая системой против внешних сил, т.е. против внешнего давления, стремящегося изменить объем системы: А = р_* (V₂ – V₁) = р_*ΔV

Для изохорного процесса, где V= const (ΔV=0) => А =0 , тогда теплота изохорного процесса – тепловой эффект изохорного процесса:

Q_V = U₂ – U₁ = ΔU

Тепловой эффект изохорного процесса равен изменению внутренней энергии системы.

Теплота изобарного процесса, где Р = const определяется уравнением:

Q_р = ΔU + р_*ΔV = (U₂ – U₁) + р_* (V₂ – V₁) =( U₂ + р_*V₂) - ( U₁ + р_*V₁) =ΔH ;

Н = U + р_*V

Тепловой эффект изобарного процесса равен изменению энтальпии (теплосодержания) системы.

Закон Гесса(1836 г.)

Тепловой эффект любой реакции не зависит от пути протекания реакции, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы и равен сумме тепловых эффектов отдельных стадий процесса.

Рассмотрим процесс горения угля, который может протекать по-разному:

через стадию образования угарного газа (СО) – не полное окисление или полное окисление с образованием углекислого газа (СО₂).

ΔН

С (уголь, графит) + О₂(газ)СО₂(газ)

b bDapnqqyrLLvgXw2zhvBGFeB/22es/Hfzcv1ZfWTeJ/ou1DJI3oUH8je/iPp2PvQ7n5w9ppddjZU F8YARjg6X59beCO/7qPXz4/C6gcAAAD//wMAUEsDBBQABgAIAAAAIQBmzVyZ4AAAAAkBAAAPAAAA ZHJzL2Rvd25yZXYueG1sTI9BS8NAEIXvgv9hGcGb3aRNQhuzKSIKnsS2UvC2zY5JbHY2ZrdN9Nc7 nvT4eB9vvinWk+3EGQffOlIQzyIQSJUzLdUKXnePN0sQPmgyunOECr7Qw7q8vCh0btxIGzxvQy14 hHyuFTQh9LmUvmrQaj9zPRJ3726wOnAcamkGPfK47eQ8ijJpdUt8odE93jdYHbcnq2C1G1P3Mhz3 Sdx+vn0/fIT+6TkodX013d2CCDiFPxh+9VkdSnY6uBMZLzoF6WIRM6ogyUBwn6UrzgcGk3kGsizk /w/KHwAAAP//AwBQSwECLQAUAAYACAAAACEAtoM4kv4AAADhAQAAEwAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAAA W0NvbnRlbnRfVHlwZXNdLnhtbFBLAQItABQABgAIAAAAIQA4/SH/1gAAAJQBAAALAAAAAAAAAAAA AAAAAC8BAABfcmVscy8ucmVsc1BLAQItABQABgAIAAAAIQBaE2CZNQIAAFwEAAAOAAAAAAAAAAAA AAAAAC4CAABkcnMvZTJvRG9jLnhtbFBLAQItABQABgAIAAAAIQBmzVyZ4AAAAAkBAAAPAAAAAAAA AAAAAAAAAI8EAABkcnMvZG93bnJldi54bWxQSwUGAAAAAAQABADzAAAAnAUAAAAA "> ^{Начальное состояние системы конечное состояние системы}

ΔН ₁ ΔН ₂

+[О] +[О]

СО(газ)

ΔН = ΔН₁ +ΔН₂

ΔН - теплота образования (тепловой эффект образования) углекислого газа; ΔН = - 369 кДж/моль (табличные данные)

ΔН₁ - теплота образования (тепловой эффект образования) угарного газа,

ΔН₂ - теплота сгорания (тепловой эффект сгорания) угарного газа;

ΔН₂ = - 285,5 кДж/моль (табличные данные)

Для определения теплоты образования угарного газа нужно найти ΔН₁ по закону Гесса:

ΔН = ΔН₁ +ΔН₂ => ΔН₁ = ΔН - ΔН₂ = -369- (-285,5) = -110,5 кДж/моль

2 следствия закона Гесса:

1) Тепловой эффект (ΔН) любого процесса равен сумме тепловых эффектов образования продуктов реакции за вычетом суммы тепловых эффектов образования исходных веществ.
ΔН^о = Σ(ΔН^о_обр продуктов) - (ΔН^о_обр исх. веществ)

ΔН^о_обр - это тепловой эффект образования 1 моля сложного вещества из простых при стандартных условиях р = 1 атм; t = 25°С; Теплоты образования простых веществ = 0.

2)Тепловой эффект (ΔН) любого процесса равен сумме тепловых эффектов сгорания исходных веществ за вычетом суммы тепловых эффектов сгорания продуктов реакции.

ΔН^о = Σ(ΔН^о_сгор исх. веществ) - (ΔН^о_сгор продуктов)

ΔН^о_сгор - это тепловой эффект реакции окисления 1 моля простого вещества до высшего оксида при стандартных условиях. Теплота сгорания любого высшего оксида = 0.

Энтропия

Известно, что большинство процессов связано не только с передачей энергии, но и с и изменением упорядоченности частиц в ходе этого процесса.

Любая система стремится перейти из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное состояние - это утверждение носит название 2 начала термодинамики.

Мера беспорядка частиц в системе - энтропия (S). Она увеличивается во всех процессах, где усиливается беспорядок среди частиц (плавление, испарение и т.д.), а также во всех необратимых и самопроизвольных процессах.

Для термодинамической характеристики процесса чаще используется величина изменения изобарно-изотермического потенциала ΔG,который учитывает баланс между тепловым эффектом процесса и изменением энтропии в ходе этого процесса:

ΔG =ΔH - Т ΔS - уравнение Гиббса-Гельмгольца

Если при расчетах найдено, что ΔG<0, то самопроизвольный процесс возможен.

Если ΔG = 0 - процесс находится в равновесии.

Если ΔG > 0 - самопроизвольный процесс невозможен.

Частицам (молекулам, атомам, ионам) присуще стремление к беспорядочному движению, поэтому система стремится перейти из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное, которое является более вероятным .

Между энтропией и вероятностьюсостояния существует связь, выражаемаяформулой

 

 

Универсальная газовая постоянная

Число Авогадро

К постоянная Больцмана

W - вероятность состояния

Число микросостояний, с помощью которого осуществляется данное макросостояние, называется вероятностью его состояния.

Обычно число мнкросостояний, отвечающих тому или иному макросостоянию, очень велико.

Поэтому удобнее характеризовать состояние системы не самой вероятностью состояния, а величиной пропорциональной её логарифму, т.е. энтропией.

 

При 0°К w=l , тогда S = 0 и система считается полностью упорядоченной.

Когда к системе подводится порция тепла, то энтропия возрастает.

Энтропия увеличивается не только с повышением температуры, но и при расширении, при плавлении, а также при химическом взаимодействии, сопровождающимся увеличением числа частиц.

И наоборот, все процессы, связанные с упорядочением системы, сопровождаются уменьшением энтропии. Например, процессы конденсации, сжатия, кристаллизации, полимеризации и т.д.

Необратимые (неравновесные) процессы всегдасопровождаются ростом энтропии. В случае обратимого (равновесного)процессаэнтропия остаётся постоянной, ΔS = О. Изменение энтропии в результате протекания реакции рассчитывается по закону Гесса.

Упражнения для самостоятельной работы:

1. Во сколько раз уменьшится скорость бимолекулярной газовой реакции, при уменьшении давления в системе в 3 раза.

2. Куда сместится равновесие в системе Н₂+Br₂ ↔ 2HBr; ΔH<0, если:

a. понизить температуру;

b. увеличить концентрацию HBr в 2 раза?

3. В системе 2NO₂ ↔ N₂O₄ концентрация оксида азота (IV) составляет 0,4 моль/л. Вычислить константу скорости, если скорость прямой реакции, при данных условиях равна 1,29 (моль/л _* сек). Куда сместится равновесие в системе, если увеличить давление в 2 раза?

4. При растворении FeSO₄ в воде выделяется 66 кДж/моль, а при растворении FeSO₄ ^. 7Н₂О поглощается 11,7 кДж/моль. Вычислить тепловой эффект образования кристаллогидрата FeSO₄ ^. 7Н₂О.

5. Вычислить константу равновесия реакции Н₂ + I₂= 2HI, если исходные концентрации водорода и йода составляли по 0,02 М, а равновесная концентрация HI равна 0,03 М.

6. Вычислить тепловой эффект образования аммиака из реакции:

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O; ΔН= -1532 кДж,

если ΔН_обр Н₂О_(ж)= -286 кДж/моль.

7. Как изменится скорость реакции при повышении температуры на 20°, если температурный коэффициент скорости равен 3.

8. Протекают две последовательные обратимые реакции:

А + В ↔ С (1) и С + D ↔ F (2).

В какую сторону надо сместить равновесие реакции (1), чтобы повысить концентрацию продукта реакции (2):

a. Вправо

b. Влево

c. Не влияет

Глава 5

Дисперсные системы.

 

Предыдущая1234567891011Следующая

---

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:

©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.