Зависимость скорости реакции от температуры

Химическая кинетика и равновесие

Химическая кинетика изучает скорость химической реакции, влияние различных факторов на скорость реакции и механизм реакции.

Различают истинную и среднюю скорости.

Скорость химической реакции- это количество вещества вступившего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объема или на единице поверхности раздела фаз.

c

∆t = t₂ – t₁

∆t → 0

 

 

t₁ t₂ t

 

Различают гомогенную и гетерогенную скорости реакции.

ѵ гом = ∙ ѵ гетер = ∙

ѵ - cкорость реакции

n – количество вещества, моль

τ – время

v – объем данной фазы

s – поверхность раздела фаз

Гомогенная система состоит из одной фазы.

Гетерогенная система состоит из нескольких фаз.

Реакция в гомогенной системе протекает во всем объеме, в гетерогенной системе – на поверхности раздела фаз.

υгом =

c =

 

Когда скорость реакции определяют по образующимся продуктам реакции используют знак «+ », когда скорость определяют по исходным веществам, берется знак «- ». Таким образом, скорость реакции всегда величина положительная.

 

Cl₂ (г) + 2 NO(г) → 2 NOCl (г) галогенид

нитрозила

υ_Cl2 = υ_{NO =}

υ _NOCl =

Чтобы скорости по отдельным веществам были равны, следует учитывать стехиометрические коэффициенты.

υ = = - =

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ.

В основе зависимости скорости химической реакции от концентрации лежит закон действующих масс (1864-1867гг Гульдберг и Вааге). Скорость химической реакции при постоянной температуре в каждый момент времени пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ возведенных в некоторые степени – стехиометрические коэффициенты.

T = const aA + bB = cC + dD

 

υ = k

n – порядок реакции

n = a + b

υ = k

В том случае, когда реакция простая и протекает в одну стадию, показатели степени соответствуют стехиометрическим коэффициентам, но большинство химических реакций сложные, протекают через ряд последовательных стадий и скорость всей реакции определяется скоростью самой медленной стадии, тогда показатели степени не равны стехиометрическим коэффициентам.

 

 

n_1, n₂ - определяются экспериментально.

H₂ + J₂ = 2HJ ѵ = k

k- коэффициент пропорциональности, - называют удельной скоростью реакции или константой реакции.

 

= = 1 υ = k

 

Зависимость скорости реакции от температуры

С увеличением температуры обычно увеличивается скорость. Правило Вант – Гоффа: повышение температуры на каждые 10⁰ увеличивает скорость реакции в 2 – 4 раза

 

γ – температурный коэффициент скорости реакции

υ_T - скорость реакции при исходной температуре, Т

K_т - константа скорости реакции при исходной температуре

В широком интервале температур используют уравнение Аррениуса

А- постоянная, Е –энергия активации.

е – основание натурального логарифма

Активированный комплекс

			Чтобы столкнувшиеся молекулы могли образовывать активированный комплекс, кинетическая энергия столкновения должна равняться энергии активации или превышать ее.
		реагенты
			продукты

 

 

координата реакции

Энергетическая диаграмма протекания реакции

 

Энергия активации - минимальная энергия реагентов, достаточная для того, чтобы они вступили в химическую реакцию.

Катализ

Катализ – это изменение скорости химических реакций под действием веществ, количество и природа которых после завершения реакции останутся такими же, как и до реакции.

Катализатор - нерасходуемый реагент, увеличивающий скорость реакции.

Ингибиторы – препятствуют протеканию реакции

 

 

 

 

Е

Е`

 

	реагенты

ээ

продукты

 

Химическое равновесие

Такое состояние реакционной системы, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

 

aA + вВ ↔ сС + dD

 

З.Д.М. = const К=

Константа равновесия

H₂ + J₂ ↔2HJ

= 50,7

 

Смещение химического равновесия принцип Ле Шателье:

Если на систему находящуюся в состоянии равновесия, производится внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.