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

υCl2 = υNO =

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.

 

 

n1, 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

υT - скорость реакции при исходной температуре, Т

Kт - константа скорости реакции при исходной температуре

В широком интервале температур используют уравнение Аррениуса

А- постоянная, Е –энергия активации.

е – основание натурального логарифма

Активированный комплекс

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

 

 


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  

координаты реакции

 


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.