166039 (Химическая кинетика и равновесие)
Описание файла
Документ из архива "Химическая кинетика и равновесие", который расположен в категории "". Всё это находится в предмете "химия" из , которые можно найти в файловом архиве . Не смотря на прямую связь этого архива с , его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "рефераты, доклады и презентации", в предмете "химия" в общих файлах.
Онлайн просмотр документа "166039"
Текст из документа "166039"
Химическая кинетика
Химическое равновесие
Химическая кинетика – раздел химии, который изучает скорость химической реакции и факторы влияющие на неё.
О принципиальной осуществимости процесса судят по значению изменения энергии Гиббса системы. Однако оно ничего не говорит о реальной возможности реакции в данных условиях, не даёт представления о скорости и механизме процесса.
Изучение скоростей реакций позволяет выяснить механизм сложных химических превращений. Это создаёт перспективу для управления химическим процессом, позволяет осуществлять математическое моделирование процессов.
Реакции могут быть:
-
гомогенными – протекают в одной среде (в газовой фазе); проходят во всём объёме;
-
гетерогенными – протекают не в одной среде (между веществами, находящимися в разных фазах); проходят на границе раздела.
Под скоростью химической реакции понимают число элементарных актов реакции, проходящих в единицу времени в единице объёма (для гомогенных реакций) и на единицу поверхности (для гетерогенных реакций).
Так как при реакции изменяется концентрация реагирующих веществ, то скорость обычно определяют как изменение концентрации реагентов в единицу времени и выражают в 
. При этом нет необходимости следить за изменением концентрации всех веществ, входящих в реакцию, поскольку стехиометрический коэффициент в уравнении реакции устанавливает соотношение между концентрациями, т.е. при 
скорость накопления аммиака вдвое больше скорости расходования водорода.
, 
, т.к. 
не может быть отрицательной, поэтому ставят «–».
Скорость в интервале времени 
– истинная мгновенная скорость – 1‑ая производная концентрации по времени.
Скорость химических реакций зависит:
-
от природы реагирующих веществ;
-
от концентрации реагентов;
-
от катализатора;
-
от температуры;
-
от степени измельчения твёрдого вещества (гетерогенные реакции);
-
от среды (растворы);
-
от формы реактора (цепные реакции);
-
от освещения (фотохимические реакции).
Основной закон химической кинетики – закон действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в реакции
: 
,
где 
– постоянная скорости химической реакции
Физический смысл 
при 
.
Если в реакции участвуют не 2‑е частицы, а более 
, то: ~
в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, т.е.: 
, где
– показатель порядка реакции в целом (реакции первого, второго, третьего … порядков).
Число частиц, участвующих в этом акте реакции определяет молекулярность реакции:
мономолекулярная (
)
бимолекулярная (
)
тримолекулярная.
Больше 3‑х не бывает, т.к. столкновение более 3‑х частиц сразу – маловероятно.
Когда реакция идёт в несколько стадий, то общая реакции = наиболее медленной стадии (лимитирующей стадии).
Зависимость скорости реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа: при увеличении температуры на 
, скорость химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза: 
.
,
где 
– температурный коэффициент скорости химической реакции 
.
Не всякое столкновение молекул сопровождается их взаимодействием. Большинство молекул отскакивают как упругие шарики. И только активные при столкновении взаимодействуют друг с другом. Активные молекулы обладают некоторой избыточной 
но сравнению с неактивными молекулами, поэтому в активных молекулах связи между ними ослаблены.
Энергия для перевода молекулы в активное состояние – энергия активации 
. Чем она меньше, тем больше частиц реагируют, тем больше скорость химической реакции.
Величина зависит от природы реагирующих веществ. Она меньше диссоциации – наименее прочной связи в реагентах.
Изменение в ходе реакции:
выделяется (экзотермическая)
С увеличением температуры число активных молекул растёт, поэтому увеличивается.
Константа химической реакции связана с
: 
,
где 
– предэкспоненциальный множитель (связан с вероятностью и числом столкновений).
В зависимости от природы реагирующих веществ и условий их взаимодействия, в элементарных актах реакций могут принимать участие атомы, молекулы, радикалы или ионы.
Свободные радикалы чрезвычайно реакционноспособны, активных радикальных реакций очень мала (
).
Образование свободных радикалов может происходить в процессе распада веществ при температуре, освещении, под действием ядерных излучений, при электроразряде, сильных механических воздействиях.
Многие реакции протекают по цепному механизму. Особенность цепных реакций состоит в том, что один первичный акт активации приводит к превращению огромного числа молекул исходных веществ.
Например: 
.
При обычной температуре и рассеянном освещении реакция протекает крайне медленно. При нагревании смеси газов или действия света, богатого УФ лучами (прямой солнечный свет, свет от горящего 
) смесь взрывается.
Эта реакция протекает через отдельные элементарные процессы. Прежде всего, за счёт поглощения кванта энергии УФ лучей (или температуры) молекула 
диссоциируется на свободные радикалы – атомы 
: 
, затем 
, затем 
и т.д.
Естественно, возможно столкновение свободных радикалов и друг с другом, что приводит к обрыву цепей: 
.
Кроме температуры на реакционную способность веществ существенное влияние оказывает свет. Воздействие света (видимого, УФ) на реакции изучает раздел химии – фотохимия.
Фотохимические процессы весьма разнообразны. При фотохимическом действии молекулы реагирующих веществ, поглощая кванты света, возбуждаются, т.е. становятся реакционноспособными или распадаются на ионы и свободные радикалы. На фотохимических процессах основана фотография – воздействие света на светочувствительные материалы (фотосинтез).
Одним из наиболее распространённых в химической практике методов ускорения химических реакций является катализ. Катализаторы – вещества, изменяющие химической реакции за счёт участия в промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой химический состав.
Увеличение каталитической реакции связано с меньшей нового пути реакции. Т.к. в выражении для входит в отрицательный показатель степени, то даже небольшое уменьшение вызывает очень большое увеличение химической реакции.
Существуют 2 вида катализаторов:
гомокатализаторы;
гетерокатализаторы.
Биологические катализаторы – ферменты.
Ингибиторы – вещества, замедляющие химической реакции.
Промоторы – вещества, усиливающие действие катализаторов.
Реакции, которые протекают только в одном направлении и идут до конца – необратимые (образование осадка, выделение газа). Их мало.
Большинство реакций – обратимые: 
.
Согласно закону действия масс: 
– химическое равновесие.
Состояние системы, в которой прямой реакции = обратной реакции, называется химическим равновесием.
.
С увеличением температуры, 
: для эндотермической реакции возрастает, для экзотермической реакции убывает для 
остаётся постоянным.
Влияние различных факторов на положение химического равновесия определяется принципом Ла-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в системе усиливаются процессы, стремящиеся уменьшить это воздействие.
В состоянии равновесия 
.
