N влияние природы реагирующих веществ

Химическая кинетика Л№6

Химическая кинетика — это учение о скорости и механизме химических реакций.

Скорость химической реакции — это количество элементарных актов взаимодействия в единицу времени в единице объёма [для гомогенной среды] или на единице поверхности раздела фаз [в гетерогенной среде].

n

n

n

n

n

n

n

n

n

n

n

n

n

n

n

n

n

n

n Скорость гомогенной реакции зависит от:

n - природы реагирующих веществ;

n - концентрации реагентов;

n - температуры;

n - катализатора.

n -----их состава (фтор и иод),

-----вид частиц, которые участвуют в реакции: атомы, молекулы, ионы или радикалы.

ВЛИЯНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РЕАГЕНТОВ -

• законом действующих масс (1867 г. К.М.Гульдберг и П.Вааге.):

• Скорость простой гомогенной реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени, численно равные их стехиометрическим коэффициентам.

• aA + bB = dD

• v = K • CА a • CВ b,

• где К — константа скорости -численно равна скорости при концентрации в-в равной 1 моль/л.

• Константа скорости реакции

• ---не зависит от концентрации,

• ----зависит от природы реагирующих веществ,

• температуры,

• катализатора.

• В случае гетерогенных реакций в уравнения закона действующих масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Например, для реакции горения угля:

• С + О 2 = СО 2 v = K[O 2 ]

• [концентрация твёрдого вещества входит в константу скорости].

• Молекулярность — это минимальное число различных частиц, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия.

• СН 4 → С + 2Н 2 -мономолекулярная

• Н 2 + I 2 → 2HI - би

• 2KMnO 4 + 5H 2 C 2 O 4 + 3H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8H 2 O + 10CO 2 три

• Порядок реакции — это сумма показателей степеней в математическом выражении закона действия масс:

• aA + bB = dD

• v = K • CА a • CВ b,

• n = a + b … — общий порядок реакции.

• Показатель степени при какой-либо одной концентрации определяет порядок реакции по данному компоненту. Например, а — показывает порядок реакции по компоненту А и т.д.

• Различают реакции I порядка: С + О 2 = СО 2 v = K[O 2 ]

• В реакциях II порядка скорость:

• H 2 + I 2 = 2HI v = K[H 2 ][I 2 ] уравнение II порядка: 1 + 1 = 2

• 2Н 2 О ↔ 2Н 2 + О 2 v = K[H 2 O] 2

• прямая реакция II порядка, а обратная — III порядка: v = K[H 2 ] 2 [O 2 ] 2 + 1 = 3

• Реакция III порядка в газовой фазе — окисление оксида азота [II]:

• 2NO + O 2 → 2NO 2

• Катализатор повышает порядок реакций, например:

• v = K 1 • [Н 2 О 2 ] • [кат.] 1 + 1 = 2

Влияние температуры:

• Правило Вант-Гоффа [1884] читается так:

• При повышении температуры на 10˚ скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.

v t2 — скорость реакции при конечной температуре;

v t1 — скорость реакции при начальной температуре;

γ — температурный коэффициент, зависящий от природы реагирующих веществ

K t˚ — константа скорости при t˚,

K t˚+10˚ — константа скорости при t˚+10˚.

n В 1889 г. С.Аррениус предположил, что влияние температуры сводится к увеличению числа активных молекул

n где

n К — константа скорости реакции;

n е — основание натуральных логарифмов,

n Т — абсолютная температура,

n R — газовая постоянная;

n Еакт — энергия активации [кДж/моль],

n А — предэкспоненциальный множитель или коэффициент, равный общему числу соударений за единицу времени в единице объёма.

n Для ионных реакций энергия активации мала [менее 40 кДж/моль], для синтеза аммиака она высока [выше 120 кДж/моль],

n Активированный комплекс — конфигурация атомов, в которой ослаблены старые связи и образуются новые [синтез йодистого водорода]:

n H I H …… I H—I

n | + | → ¦ ¦ →

n H I H …… I H—I

n Энергия активации — это минимальная энергия, достаточная для осуществления акта химического взаимодействия. Энергия активации необходима для возникновения непрочного переходного комплекса

n Катализом называется явление изменения скорости реакции под воздействием небольших добавок специфических веществ, количество которых в ходе реакции не изменяется.

n Характерными признаками катализаторов являются следующие:

n 1. Действие катализаторов строго специфично.

n Al 2 O 3 C 2 H 4 + 2H 2 O

C 2 H 5 OH

n Cu CH 3 —C=O + H 2

n

n H

n 2. Неизменность количества катализатора и его химического состава к концу реакции.

n 3. Количество катализатора незначительно по сравнению с количеством реагирующих веществ.

n 4. Константа равновесия в обратимых реакциях не изменяется. Катализаторы не смещают химического равновесия, они в равной степени влияют и на прямую и на обратную реакцию.

n По влиянию на скорость реакции

n 1.Положительный катализ увеличивает скорость реакции [пример: горение сахара в присутствии солей лития ускоряется].

n 2. Отрицательный катализ уменьшает скорость реакции [пример: ионы Hg 2+ замедляют реакцию:

n 2KIO 3 + 5Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 = I 2 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O ].

n вещества, которые усиливают действие катализатора — промоторы, активаторы [для платины промоторами являются железо, алюминий, оксид кремния];

n Вещества, понижающие активность катализатора, - каталитические яды [мышьяк, сероводород, синильная кислота отравляют платину].

n По различным механизмам катализа различают:

n 1. Гомогенный.

n 2. Гетерогенный.

n 3. Микрогетерогенный.

n 4. Аутокатализ.

n 5. Катализ в скрытой форме.

n 6. Ферментативный.

n Влияние катализатора:

n Кат. образует с реагентами промежуточные, реакционноспособные соединения А…Кат, А…Кат…В, которые в дальнейшем превращаются в продукты реакции (Д) и свободный катализатор:

n Механизм гетерогенного катализа различен. в присутствии MnO 2:

n 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2

n 1/ 2KClO 3 + 4MnO 2 = 2KCl + 2Mn 2 O 7

n 2/ 2Mn 2 O 7 = 4MnO 2 + 3O 2

n Разновидностью гетерогенного катализа является микрогетерогенный катализ, когда катализатор находится в коллоидном состоянии [ВМС] — ферменты.

Дата добавления: 2013-12-12