Ее регулирования

Химическая кинетика. Скорость химической реакции и методы

Раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций, называется химической кинетикой. Существуют термодинамически выгодные химические реакции (DG< 0), но протекающие очень медленно кинетически. Примером такой реакции может быть реакция горения графита в кислороде с образованием углекислого газа.

Это происходит потому, что в реакцию вступают не все частицы исходных веществ, а только активные, обладающие достаточной энергией для разрыва связей в исходных частицах и создания новых связей в продуктах реакции. Поэтому каждая реакция характеризуется энергетическим барьером, для преодоления которого нужна избыточная энергия – энергия активации. Энергия активация – избыточная (по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре) энергия, которой должна обладать молекулы для того, чтобы их столкновения были эффективны и приводили бы к образованию нового вещества.

Скорость химической реакции – это изменение количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства.

Реакционным пространством гомогенной реакции, (все вещества находятся в одной фазе) является заполненный реагентами объем. Так как отношение количества вещества к единице объема называется концентрацией С, то скорость гомогенной реакции равна изменению концентрации ( DС) исходных веществ или продуктов реакции во времени ( Dt).

Средняя скорость гомогенной реакции (V_ср) равна:

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции aA+bB ® cC+dD

от концентрации описывается кинетическим уравнением реакции.

,

где n_a, n_b - порядки реакции по веществам A и B (сумма показателей степеней

концентраций в кинетическом уравнении),

[ А], [В] - концентрации веществ, моль/л.

Если такая реакция протекает в одну стадию, то порядок реакции равен сумме стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции и n_a=a, n_b=b и кинетическое уравнение принимает вид:

V = k×[A]^a× [B]^b

и называется законом действующих масс.

Например, для реакции:

2NO (г) +О₂ (г) ® 2NO₂(г) (1) V₁= k₁×[NO]²×[O₂]

Зависимость скорости реакции от температуры

Зависимость скорости реакции от температуры выражена в правиле

Вант-Гоффа: «При повышении температуры на каждые 10⁰С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза»: = g

где V_Т , V_Т+10 - соответственно скорости реакции при температуре Т и T+10

g - температурный коэффициент скорости реакции, g = 2¸4.

В общем случае, если температура изменилась на DТ⁰C, уравнение принимает вид: = g ^DТ/10

Зависимость скорости реакции от катализатора.

Альтернативным способом повышения скорости реакции является снижение энергии активации с помощью катализатора – вещества, ускоряющего скорость реакции, но не изменяющегося количественно. Катализаторы снижают энергию активации реакции, увеличивая число активных молекул.

Колебательные реакции

Колебательные реакции - реакции, характеризующиеся колебаниями концентраций некоторых промежуточных соединений и соответственно скоростей превращения. Чаще всего это – окислительно-восстановительные реакции или реакции с появлением новой фазы вещества. Причина возникновения колебаний концентраций – наличие обратных связей между отдельными стадиями сложной реакции: положительных, когда продукт реакции ускоряет ее, и отрицательных, когда в ходе реакции вырабатывается ингибитор ее начальной стадии. Каталитические реакции лежат в основе важнейших биологических процессов: генерации нервных импульсов, мышечного сокращения, генерации биоритмов.

Дата добавления: 2014-12-27