Кинетика. Колебательные

Кинетика

Раздел химии, изучающий скорости химических реакций. Скорость изменения концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Если Δt стремится к нулю, то получим значение мгновенной скорости

Не имеет значения по какому в-ву измерять скорость р-и. Т.к. в-ва связаны стехиометрическими соотношениями (коэффициэнтами).

Факторы, влияющие на скорость хим. р-и(υ=f(C,t,S,.)): концентрация в-в, температура, площадь соприкосновения поверхностей для гетерогенных р-й, природа реагирующих в-в, катализатор.

Влияние факторов:

– природы реагирующих в-в

Различие в силе кислоты делает отличной скорость выделения водорода.

– концентрации, определяется законом Гультберга и Ваагале: скорость химической р-и прямо-пропорциональна произведению концентраций реагирующих в-в в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в простейшем случае.

K – константа скорости р-и, зависит от природы, t, катализатора. a,b – частные порядки р-и(порядки по в-ву), (a+b) – общий порядок реакции.

р-я нулевого порядка

р-я второго порядка

р-я первого порядка

р-я третьего порядка

Кроме того, существует классификация по молекулярности: молекулярность определяется числом одновременных столкновений молекул. Выше 3 не бывает, если коэффициент больше, значит р-я идет сложным путем. мономолекулярная р-я, ди(би)молек.р-я, тримолекулярная.

– температуры, определяется 2мя закономерностями: приближенной и точной.

Приближенная – правило Вант-Гоффа: При повышении Т на каждые 10° скорость хим.р-и увеличивается в 2÷4 раза. γ – температурный коэффициент р-и, показывает изменение скорости р-и при изменении Т только на 10°.

Для биологических объектов γ=7-8 – изменение Т сильно влияет на состояние сист-мы.

Точную зависимость влияния Т на скорость р-и дает уравнение Аррениуса.

k-константа скорости р-и, Z-число столкновений молекул, p-стехиометрический фактор, учитывающий благоприятную ориентацию молекул, e-основание натурального логарифма, E_a-энергия активации, R-универсальная газовая постоянная, T-температура.

Установлено, что в 1 см³ газа в минуту происходит ≈10²⁸столкновений.

При таком числе любая р-я мгновенная→не каждое столкновение ведет к взаимодействию, тогда Сванте Аррениус с предложил понятие Е_а – энергия, необходимая для взаимодействия молекул, избыточная энергия по сравнению со средней. Снизить энергию активации→увеличить скорость р-и.

– катализатора. Катализатор – в-во изменяющее скорость хим.р-и и к концу процесса остающееся неизменным. Ускорение р-и при применении катализатора идет за счет снижения энергии активации. Установлено, что для гомогенной р-и процесс становится последовательным. А+В=АВ – реакция идет медленно, 1) А+кат→Акат 2) Акат +В→АВ+кат – реакция идет быстро.

Высокой селективностью(избирательностью) обладают биологические катализаторы – ферменты. Для гетерогенного катализа(в разных фазах в-во и катализатор) – механизм иной. Существует несколько теорий, но главным во всех теориях является 5 стадий процесса: 1) Подвод в-ва к пов-ти катализатора. 2) Сорбция(поглощение) в-ва на пов-ти катализатора. 3) Р-я на пов-ти, р-я на активных центрах катализатора. 4) Десоббция(выход) продукта с пов-ти. 5) Отвод продукта от катализатора вглубь.

Кинетическое Ур-е для гетерогенного процесса включает в себя величину поверхности.

Концентрации твердых в-в в кинетическое ур-е не входят. В-ва, ослабляющие действие катализатора – каталитические яды. В-ва, замедляющие скорость р-и – ингибиторы.

Классификация р-й:

Последовательные(с промежуточными стадиями). Скорость всего процесса определяет самая медленная р-я – лимитирующая (бутылочное горлышко).

Параллельные(в 2х и более направлениях)

Сопряженные(с 1м реагентом одновременно взаимодействуют 2 и более веществ)

Колебательные

Цепные(для них характерно зарождение, развитие и обрыв цепи)

Состояние равновесия – состояние для которого характерно равенство скорости прямой и обратной реакции. Большинство р-й обратимы – идут в 2х направлениях. Лишь небольшая часть р-й протекает до конца – осадок

образование газа

образование воды

с большим тепловым эффектом(ΔH«0)

При наступлении равновесия процесс не прекращается – образуются и распадаются одновременно равновесные концентрации=const.

Константа равновесия равна произведению равновесных концентраций продуктов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам деленное на произведение равновесных концентраций исх. в-в в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Константа равновесия показывает отношение скорости прямой р-и к скорости обратной – физический смысл.

Диссоциация – обратимый процесс.

К_{НЕСТОЙКОСТИ}=К_НЕСТ – константа диссоциации комплексного иона.

12 Следующая ⇒