АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Влияние концентрации на скорость реакции

Читайте также:
  1. I. Реакции сернистых соединений
  2. II. Реакции азотных соединений
  3. III. Реакции кислородосодержащих соединений
  4. V – скорость буксировки, м/с.
  5. А) Реакции, характерные для невроза страха..
  6. А) скорость коагуляции
  7. Авторитет и влияние менеджера, и их формы.
  8. Акустические колебания, их классификация, характеристики, вредное влияние на организм человека, нормирование.
  9. Аллергические реакции 4 – ого типа( ГЗТ, клеточно - опосредованные).
  10. Аллергические реакции, развивающиеся по I типу гиперчувствительности
  11. Аллергические реакции, развивающиеся по II (цитотоксическому) типу гиперчувствительности
  12. Аллергические реакции, развивающиеся по III (иммунокомплексному) типу гиперчувствительности

 

· Химическая реакция протекает при столкновении частиц

· Чем ↑ количество частиц в единице V (чем ↑ их концентрация), тем ↑ будет число их соударений.

· Вероятность одновременного нахождения частиц в одной точке пространства (Þ их столкновение) пропорциональна произведению концентраций каждой из частиц.

 

Основной закон (постулат) химической кинетики:

скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторые степени

Для элементарной реакции:

a A (р) + b B (р) → продукты

! если в реакции вещество, находящееся в более конденсированном состоянии, в кинетическое уравнение не входит его концентрации, т.к. она постоянна

kконстанта скорости реакции:

· не зависит от концентрации

· зависит от Т, природы реагирующих веществ, катализатора

k – «удельная скорость»: если с А = с В = 1моль/л Þ ,

а, b – стехиометрические коэффициенты

Для сложной реакции, протекающей в несколько стадий, υ определяется скоростью самой медленной – лимитирующей стадии реакции

a A (р) + b B (р) → продукты

x, y - отличны от стехиометрических коэффициентов

x, y - частные порядки по веществам А и В, определяются экспериментально

n = x + y - общий порядок реакции

В простых (элементарных) реакциях: n = 1, 2, редко 3

В сложных реакциях: n = 0, 1, 2, 3, может быть дробным, (-), (+) – формальная величина, не имеет физического смысла

! n = M – только в элементарных реакциях

 

Реакции 1-ого порядка

 

А → продукты CH3OCH3 ® CH4 + H2 + CO

Кинетическое уравнение реакции 1 - порядка:

Разделяем переменные и интегрируем:

- lnc = k I τ + const;при τ →0, с = с0 Þ const = - lnc0

- ln(c/c0) = k I τ Þ

 

С 0 – исходная концентрация

С – концентрация в момент времени t (текущая концентрация)

степень превращения вещества! не зависит от c 0

[ k I] = [ c – 1]

если х – концентрация прореагировавшего вещества Þ

с 0х = с (текущая) Þ х(τ) = c 0(1 – e k I τ)

Для оценки степени превращения используют понятие время полупревращения τ 1/2 (период полураспада для радиоактивных веществ):

τ, за которое, прореагировала половина исходного количества вещества

 

– не зависит от с 0

Þ при n = 1определяется величиной k 1 реакции

 

Для реакций с n =1 зависимость c f (τ) линейна в координатах ln c – τ (кинетическая кривая реакций 1-го порядка)

lg C


lg C 0

 

Реакции 2-ого порядка

A + B → продукты 2А ® продукты

 

Простейший случай: с0 A = с0 B= с0

В момент времени τ с A = с B = с

 

2 NO2 → 2 NO + O2

разделяем переменные и интегрируем:

при τ = 0, С = С 0 Þ const = 1/ C 0 Þ

 

[ k II] = [л• моль-1c – 1]если х – концентрация прореагировавшего вещества Þ

при n =2 зависимость c f (τ) линейна в координатах ln(1/ c) - τ

(кинетическая кривая реакций 2-го порядка)

время полупревращения τ 1/2 для реакций 2- го порядка

! t ½ – обратно пропорционально С 0

 

Реакции 0-го порядка:

А (избыток) → продукты

кинетическое уравнение: υ = - dc A/ d τ = k0cA=k0

 

С тек= С 0k 0 t; t 1/2 = С 0 /2 k 0 [ k 0] = [ моль×л-1× с-1]

 

Реакции 3-го порядка:

A + B + D → продукты:

для случая Снач : С0 A = С0 B = С0D = С0

С тек : С A = С B = СD = С

кинетическое уравнение:

; [ k III] = [л2×моль-2×с-1]

υ = - dc A/ d τ = k0cA=k0

υ = - dc A/ d τ = - dc / d τ = k III cAcBcD = k III c 3

 

 

Влияние температуры на скорость рекций

Правило Вант-Гоффа:

при увеличении температуры на 10° скорость реакции возрастает в 2 – 5 раз

эмпирическое, грубое, выполняется в небольшом интервале Т

γ = (2-5) - температурный коэффициент

Резкое ↑ υ х. р. при ↑ Т объясняется ↑ числа активных молекул и эффективных соударений ÞДля осуществления химического превращения частицы должны обладать определенным запасом Е (быть активными)

 

Распределение молекул по Е кин при двух температурах

(Максвелла – Больцмана)

∆N/N  

Е ср1 Е ср2 Е * Е кин

 

∆N/N – доля частиц, имеющих энергию Е

S под кривыми равна общему числу частиц в системе (const)

! частиц, имеющих Е ср больше всего (max на кривых)

! В реакцию вступают активные частицы, имеющие

 

Е а [кЖд/моль] – энергия активации

- минимальная избыточная Е (по сравнению со средней), необходимая для осуществления химического превращения

Е ≥ Е *; Е *≥ Еср + Е а


ЕЕ *; Е *≥ Еср + Е а

Е ≥ Е *; Е *≥ Еср + Е а
Е а зависит от природы реагирующих веществ

Е а не является f (T) – с ↑ Т ↑ доля активных молекул

Источники активации:

тепловая, электрическая энергия, hv, др. виды излучения

Число активных частиц: N акт = N

 

УРАВНЕНИЕ АРРЕНИУСА (1889 г.)

k = k 0

 

 


Число активных частиц и Þ υ и k возрастают с ↑ Т по экспоненте

k 0 – предэкспоненциальный множитель, (фактор частоты) - показывает долю соударений, приводящих к элементарным химическим превращениям

ü не зависит от Т

ü учитывает:

· ориентацию частиц во время контакта (стерический фактор)

· продолжительность контакта

физический смысл k 0: k 0 = k, если Е а = 0

Как правило, если Е а:

ü ˃150 кДж/моль - реакции при Т комн не идут

ü 62 ÷ 150 кДж/моль – имеют измеримые υ, γ = 2÷5

ü < 62 кДж/моль – идут быстро, ионы в растворе

Е а определяется экспериментально

 

КАТАЛИЗ

В ходе реакции система проходит переходное состояние – активированного комплекса:старые связи ослабли, новые не сформировались.

Для реакции: АВ + ДС Û АД + ВС

исходные активированный продукты

молекулы комплекс реакции

Е а – энергия необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса

Энергетическая диаграмма хода реакции с образованием активированного комплекса

 

 

Е а можно только используя катализатор: вещество, изменяющее υ, но не испытывающее химических превращений в результате реакции

Катализ:

явление изменения υ реакции за счет введения дополнительных веществ – катализаторов (кt). Различают:

Положительный катализ – процесс, ускоряющий реакцию

 

Отрицательный катализ – процесс, замедляющий реакцию

кt – ингибиторы (Сl- – ингибитор коррозии)

 

Автокатализ – kt – один из продуктов реакции

FeO + H2 = Fe + H2O Fe – kt

 

Гомогенный катализ – kt, все реагенты в одной фазе

H2O2 HIkt H2O + ½O2

(H+, OH- – самые активные гомогенного kt)

Гетерогенный катализ – реакция на поверхности kt

H2O2 Ptkt H2O + ½ O2

(Pt - один из самых активных гетерогенного kt)

Особенности kt:

· kt – участвует в образовании промежуточных нестойких соединений, а в конце выделяется в химически неизменном виде

· небольшие количества kt – резко ускоряют процесс промежуточных стадий (↓ Е а) неkt реакции

· kt – не изменяет D rН и D rG:D rG 0 неkt = D rG 0 kt

DrG0 = - RTlnKp Þне влияет на равновесие, только ускоряет его достижение, т.к. в одинаковое число раз изменяет как J прямой р-циитак и J обр.р-ции

Задача.

В реакции А ® В + С с общим порядком, равным единице, константа скорости k 1 = 5×10-5 с-1. Определите концентрацию веществ А и В и скорость реакции через 1 час и через 5 часов, если начальная концентрация А составляла 0,2 моль/л.

 


Решение. Для реакции 1-го порядка справедливо уравнение

где с – текущая концентрация вещества в момент времени

τ, с 0 – начальная концентрация, k – константа скорости, τ – время.

 

Через 1 час

Через 5 часов

Концентрация вещества В находится по стехиометрическому соотно­шению веществ А и В. Из уравнения реакции следует, что концентрация вещества В возрастает на ту же величину, на какую убывает концентрация А, т. к. из 1 моль А получается 1 моль В.

Поэтому через 1 час

Через 5 часов

Рассчитаем скорость реакции по уравнению: υ = k×с А

Через 1 час

Через 5 часов

 

 


1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | 19 | 20 | 21 | 22 | 23 | 24 | 25 | 26 | 27 | 28 | 29 | 30 | 31 | 32 | 33 | 34 | 35 |

Поиск по сайту:



Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Студалл.Орг (0.017 сек.)