Вплив природи реагуючих речовин
Природа реагуючих речовин - це не тільки їх склад, а й вид часток, які безпосередньо беруть участь в реакції: атоми, молекули, іони або радикали. Реакції між молекулами протікають зазвичай повільно, а між іонами і радикалами - швидко.
Вплив концентрації реагентів.
Залежність швидкості реакцій від концентрації реагуючих речовин описується основним зако хімічної кінетики, що встановлює: швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.
Для реакції, що протікає за рівнянням А + В = С + Д, цей закон виразиться рівнянням:
де СА і СВ - молярні концентрації речовини А і В; k - константа швидкості реакції. Фізичний сенс константи швидкості - вона чисельно дорівнює швидкості реакції, коли концентрації кожного з реагуючих речовин складають 1моль / л або коли їх добуток дорівнює одиниці.
Основний закон хімічної кінетики часто називають законом діючих мас.
Константа швидкості реакції залежить від природи реагуючих речовин, температури, присутності каталізатора, але не залежить від концентрації речовини.
Рівняння (1), що зв'язує швидкість реакції з концентрацією реагуючих речовин, називається кінетичним рівнянням реакції .Для реакції, записаної в загальному вигляді. кінетичним рівнянням буде
де m і n - показники ступеня, які встановлюються дослідним шляхом і в більшості випадків не рівні стехиометрическим коефіцієнтам а й b в рівнянні реакції.
Рівняння (2) є загальним алгебраїчним виразом закону діючих мас: швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих у ступенях, рівних стехиометрическим коефіцієнтами відповідних речовин в рівнянні реакції.
Сума m + n називається порядком реакції і, як правило, має значення від 0 до 3 (не виключені і дробові значення і навіть негативні).
Порядок реакції -формальне-кінетична характеристика процесу, не відображає механізму реакції, лише характеризує залежність швидкості від концентрації.
Основний закон хімічної кінетики не враховує концентрації реагуючих речовин в твердому стані, бо їх концентрації постійні і вони реагують лише на поверхні, яка залишається незмінною.
Молекулярність реакції -це молекулярно-кінетична характеристика процесу, що відображає його механізм. Визначається числом частинок, одночасно взаємодіючих в елементарному акті.
Залежно від кількості молекул, які беруть участь в елементарному акті реакції, розрізняють моно-, бі- і тримолекулярного реакції.
Лише для одностадійних (елементарних) реакцій порядок збігається з молекулярної. Для простих реакцій стехиометрическое рівняння відображає істинний механізм.
Залежність швидкості реакції від температури визначається правилом Вант-Гоффа. згідно з яким при підвищенні температури на кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій збільшується в 2-4 рази.
Математично ця залежність виражається співвідношенням
де Vt2. Vt1 - швидкість реакції відповідно при початковій (t1) і кінцевої (t2) температурах, а # 947; - температурний коефіцієнт швидкості реакції, що приймає значення від 2 до 4. Більш точно залежність швидкості реакції від температури виражається рівнянням Арреніуса:
де k - константа швидкості реакції, моль / л • с; А - константа, яка не залежить від температури; Т - температура, К; R - універсальна газова постійна, рівна 8,314 Дж / моль К; Еа - енергія активізації кДж / моль.
Енергія активації це мінімальна енергія взаємодіючих частинок, достатня для того, щоб всі частинки вступили в хімічну реакцію.
Енергія активації зависитот природи реагуючих речовин і шляхи протікання реакції і не залежить від температури, якщо з її зміною не відбулося зміна механізму реакції.
Енергію активації визначають дослідним шляхом і встановлено, що реакції з Еа <50 кДж/моль при 298К идут с высокой скоростью, а если Еа> 100 кДж / моль, то швидкість незмірно мала.
Каталізомназивается зміна швидкості хімічних реакцій у присутності речовин - каталізаторів.
Каталізатор- це речовина, що змінює швидкість реакції за рахунок участі в проміжному хімічній взаємодії з компонентами реакції, але відновлює після кожного циклу проміжного взаємодії свій хімічний склад.
Розрізняють позитивний і негативний каталіз. У разі позитивного каталізу швидкість хімічної реакції при введенні каталізатора зростає. При негативному каталізі, - навпаки, зменшується. Негативний каталіз часто називають інгібуванням, а негативні каталізатори, що знижують швидкість реакції, інгібіторами (механізм дії останніх відмінний від каталізаторів).
Хімічні реакції, що протікають в присутності каталізаторів, називаються каталітичними. Розрізняють два види каталізу - гомогенний (однорідний) і гетерогенний (неоднорідний) каталіз.
При гомогенному каталізі реагуючі речовини і каталізатор утворюють однорідну систему - газову або рідку. У цьому випадку між каталізатором і реагують речовинами відсутня поверхню розділу. Прикладом може служити дію різноманітних ферментів в біологічних процесах. Для гомогенного каталізу встановлено, що швидкість хімічної реакції пропорційна концентрації каталізатора.
При гетерогенному каталізі реагуючі речовини і каталізатори утворюють систему з різних фаз. У цьому випадку між каталізатором і реагують речовинами існує поверхню розділу. Зазвичай каталізатор є твердим речовиною, а реагують речовини - газами або рідинами. Наприклад, окислення аміаку (газоподібна фаза) в присутності платини (тверда фаза). Всі реакції при гетерогенному каталізі протікають на поверхні каталізатора. Тому активність твердого каталізатора буде залежати і від властивостей його поверхні (розміру, хімічного складу, будови і стану).
Дія позитивних каталізаторів зводиться до зменшення енергії активації реакції.
Деякі речовини знижують або повністю знищують активність твердого каталізатора. Такі речовини називаються каталітичними отрутами.
Як приклад можна привести сполуки миш'яку, ртуті, свинцю, ціаніди, до яких особливо чутливі платинові каталізатори.
Однак є й такі речовини, які підсилюють дію каталізаторів даної реакції, хоча самі каталізаторами не є. Ці речовини називаються промоторами (наприклад, промотування платинових каталізаторів добавками залозами, алюмінію і ін.).
Роль каталізаторів в хімічному виробництві виключно велика, але не менш важливі біологічні каталізатори - ферменти - особливі речовин тваринного або рослинного походження, які є білками. Вони володіють каталітичною дією по відношенню до деяких біохімічних реакцій за рахунок зниження їх черговий інактивації.
Хімічна рівновага. Принцип Ле - Шательє
Реакції, які протікають в одному напрямку і йдуть до кінця, називаються необоротними. Їх не так багато. Більшість реакцій є оборотними, тобто вони протікають в протилежних напрямках і не йдуть до кінця. Наприклад, реакція J2 + H2 D 2HJ при 350 ° С є типовою оборотної реакцією. У цьому випадку встановлюється рухлива хімічну рівновагу і швидкості прямого процесу і зворотного робляться рівними.
Хімічне рівновага- такий стан системи реагуючих речовин, при якому швидкості прямої і зворотної реакцій рівні між собою.
Хімічна рівновага називають динамічною рівновагою. При рівновазі протікають і пряма, і зворотна реакції, їх швидкості однакові, внаслідок чого змін в системі не помітно.
Концентрації реагуючих речовин, які встановлюються при хімічному рівновазі, називаються рівноважними концентраціями. Зазвичай їх позначають за допомогою квадратних дужок, наприклад, [J2], [H2], [HJ].
Кількісною характеристикою хімічного рівноваги служить величина, звана константної хімічної рівноваги. Для реакції в загальному вигляді: mA + nB = pC + qD
Константа хімічної рівноваги має вигляд:
Вона залежить від температури і природи реагуючих речовин, але не залежить від їх концентрації. Константа рівноваги показує, у скільки разів швидкість прямої реакції більше швидкості зворотної реакції, якщо концентрації кожного з реагуючих речовин дорівнює 1 моль / л. У цьому фізичний зміст К.
Напрямок зміщення хімічної рівноваги при змінах концентрації реагуючих речовин, температури і тиску (в разі газових реакцій) визначається загальним положенням, відомим під назвою принципу рухомого рівноваги або принципу Ле Шательє. якщо на систему, що знаходиться в рівновазі, відбувається яка-небудь зовнішній вплив (змінюється концентрація, температура, тиск), то воно сприяє протіканню однієї з двох протилежних реакцій, яка послаблює вплив.
Слід зазначити, що всі каталізатори однаково прискорюють як пряму, так і зворотну реакцію і тому на зміщення рівноваги вплив не роблять, а тільки сприяють швидшому його досягнення.
Приклади розв'язання задач
Розрахуйте температурний коефіцієнт швидкості реакції, знаючи, що з підвищенням температури на 70 ° С швидкість зростає в 128 разів.
Для розрахунку використовуємо правило Вант-Гоффа:
При якій температурі закінчиться деяка реакція за 0,5 хв, якщо при 70 ° С вона закінчується за 40 хв? Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2,3.
Для розрахунку використовуємо правило Вант-Гоффа. Знаходимо t2:
У скільки разів зміниться швидкість прямої реакції N2 (г) + 3Н2 (г) = NH3 (г), якщо тиск в системі збільшити в 2 рази?
Збільшення тиску в системі в 2 рази рівносильно зменшення обсягу системи в 2 рази. При цьому концентрації реагуючих речовин зростуть в 2 рази. Відповідно до закону дії мас, початкова швидкість реакції дорівнює Vн = k · [N2] · [H2] 3.
Після збільшення тиску в 2 рази концентрації азоту і водню збільшаться в 2 рази, і швидкість реакції стане дорівнює Vк = k · 2 [N2] · 2 3 [H2] 3 = k · 32 [N2] · [H2] 3. Ставлення Vк / Vн показує, як зміниться швидкість реакції після зміни тиску. Отже, Vк / Vн = k · 32 [N2] · [H2] 3 / (k · [N2] · [H2] 3) = 32.
Відповідь: швидкість реакції збільшиться в 32 рази.
Ендотермічна реакція розкладання пентахлориду фосфору протікає по рівнянню РС15 (г) ↔ РС13 (г) + С12 (г); # 8710; Н = +92,59 кДж. Як треба змінити: а) температуру; б) тиск; в) концент-рацію, щоб змістити рівновагу в бік прямої реакції - розкладання РС15?
Зміщенням або зрушенням хімічної рівноваги називають зміну рівноважних концентрацій реагуючих речовин в результаті зміни одного з умов реакції. Напрямок, в якому змістилося рівновагу, визначається за принципом Ле Шательє: а) так як реакція розкладання РС15 ендотермічна (H> 0), то для зміщення рівноваги в бік прямої реакції потрібно підвищити температуру: б) так як в даній системі розкладання РС15 веде до збільшення обсягу (з однієї молекули газу утворюються дві газоподібні молекули), то для зміщення рівноваги в бік прямої реакції треба зменшити тиск; в) зміщення рівноваги в зазначеному напрямку можна досягти як збільшенням концентрації РС15. так і зменшенням концентрації РС13 або Сl2.