Лекция: Кинематика химических реакций. «Кинематика химических реакций», «Растворы» для дистанционного изучения

Скорость химических реакций.

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С 2 - С 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DС / Dt)

где С 1 и С 2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t 1 и t 2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).

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 связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H 2 и N 2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H 2 O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.

Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

Оксид кальция вступает 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 t 1 до t 2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

(t 2 - t 1) / 10

Vt 2 / Vt 1 = g

(где Vt 2 и Vt 1 - скорости реакции при температурах t 2 и t 1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

k = A e -Ea/RT

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная ;

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 уменьшением 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, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V 2). 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 (K 1) и обратной (K 2) реакций.

Для реакции mA + nB <-> pC + dD константа равновесия равна

K = K 1 / K 2 = ([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

Кинематика химических реакций

Скорость химических реакций.

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С 2 — С 1 ) / (t 2 — t 1 )) = ± ( С /  t)

где С 1 и С 2 — молярные концентрации веществ в моменты времени t 1 и t 2 соответственно (знак (+) — если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) — по исходному веществу).

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.

Примеры.

Оксид кальция вступает 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 . . .

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

(где Vt 2 и Vt 1 — скорости реакции при температурах t 2 и t 1 соответственно;  — температурный коэффициент данной реакции).

k = A e -Ea/RT

где

A — постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R — универсальная газовая постоянная ;

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.

5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением 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, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химическое равновесие — состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V 2 ). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Для реакции mA + nB pC + dD константа равновесия равна

K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d ) / ([A] m [B] n )

Способы смещения равновесия.

1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).

2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

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]: V 1 > V 2 .

4. Катализаторы не влияют на положение равновесия.

Кинематика химических реакций

Скорость химических реакций.

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С2 - С1) / (t2 - t1)) = ± (DС / Dt)

где С1 и С2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t1 и t2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).

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 связей 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.

Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.

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 . . .

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.

Ответы к самостоятельной работе: Кинетика реакций

Вариант 1

1.Состояние химического обратимого процесса. При котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

Обратимыми называют химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном. Примеры: 1. Реакция синтеза оксида азота(2), который нужен для получения азотной кислоты.2. В органической химии – реакции гидратации, дегидрирование.

Химическое равновесие динамично, его можно сместить. Принцип Ле-Шателье: Если изменить одно из условий – температуру, давление или концентрацию веществ, - при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое ослабляет изменение.

Изменение Равновесных концентраций

Изменение давления

Изменение температуры

Катализатор на смещение равновесия не влияет

2.а) Прямая реакция является реакцией замещения, происходит горение метана

б) Прямая реакция идет с выделением теплоты и относится к экзотермическим реакциям, обратная эндотермическая, протекает с поглощением теплоты

в)для смещения равновесия влево, нужно увеличить концентрации углекислого газа и воды и уменьшить концентрацию метана или кислорода, т.е. вывести из сферы реакции и увеличить температуру

3.Дано: V=2 л Решение: V р = -

n 1 (H 2 )=3 моль С 1 = 3/2 =1,5 моль/л С 2 = 0,5/2 = 0,25 моль/л

t=20 мин; n 2 (H 2 ) =3 /6=0,5 моль V р = | 0 ,25 – 1,5 | / 20 мин = 0,0625 моль/ л мин

Найти: V р =?

4.По правилу Вант – Гоффа V 2 = V 1 * t2-t1 /10 , если температурный коэффициент 2

V 2 / V 1 = t2-t1 /10 V 2 / V 1 =2 3 = 8

5.а) вправо

б)вправо в) не изменится

Вариант 2

1.Скорость химической реакции – это изменение концентрации одного из реагирующих веществ или одного из продуктов реакции в единицу времени.

V р = - - , где С 2 – конечная молярная концентрация концентрация реагирующего вещества

С 1 – начальная молярная концентрация этого вещества. t – время реакции

С= n / V V – объем сосуда, n – количество вещества

Скорость зависит от: а) природы реагирующих веществ(магний с кислотой реагирует быстрее цинка, т.к. он более активный металл)

б) концентрации реагирующих веществ (чем больше концентрация реагирующих веществ в единице объёма, тем больше скорость реакции)

в) площади соприкосновения реагирующих веществ чем больше площадь, тем больше скорость (для увеличения площади вещества измельчают)

г) присутствия некоторых веществ (катализатор увеличивает скорость, ингибитор – уменьшает)

2.а) Прямая реакция разложения, значит обратная соединения.

б) Прямая реакция протекает с выделением теплоты, поэтому относится к экзотермическим, обратная – эндотермическая и протекает с поглощением теплоты.

В) Для смещения равновесия вправо нужно уменьшить концентрацию ацетилена или водорода, т.е. вывести из сферы реакции и уменьшить температуру .

3.Дано: V= 10л Решение: V р = -

n 1 ( О 2 )= 5 моль С 1 = 5/10 =0,5 моль/л С 2 = 0,25/10 = 0,025 моль/л

t= 3 0 мин n 2 ( О 2 ) = 5/20=0,25 моль

Найти V р =? V р = | 0 ,25 – 5 | / 30 мин = 0,16моль/ л*мин

4.По правилу Вант – Гоффа V 2 = V 1 * t2-t1 /10 , если температурный коэффициент 3

V 2 / V 1 = t2-t1 /10 V 2 / V 1 =3 3 = 27

А) влево б) вправо в) не изменится