Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 2)

► k₀  f ( температуры )

Уравнение Аррениуса в логарифмической форме:

►

Уравнение Аррениуса в дифференциальной форме:

►

при  Т   k  v скорость химической реакции

чем  Е_а, тем сильнее влияние Т на k реакции

Уравнение Аррениуса для расчета влияния T нa k:

Связь термодинамических и кинетических параметров: ! !

Если Δ_rH_{прямой реакции} > 0  

►  при Т   k _{эндотерм.} ,  k _{экзотерм} реакции.

Активированный комплекс – переходное состояние системы с максимальной энергией на пути реакции

АВ + DС  АВСD^*  АD + ВС

Исходные  активированный  продукты

молекулы комплекс реакции

Для образования активированного комлекса необходима избыточная энергия Е_а:

Е_а - минимальная избыточная энергия по сравнению со средней энергией всех частиц, необходимая для перехода системы в состояние активированного комплекса

Связь энергии активации Е_а с _r H

Пусть протекает равновесная реакция:

АВ + ДС АД + ВС

● для прямой реакции:

● для обратной реакции:

Вычитая из первого уравнения второе, получим:

! ! ! ... выражение закона действия масс

К – константа равновесия

- изобара Вант-Гоффа

►  связь термодинамических и

кинетических параметров

Катализ:

ускорение реакции за счет введения дополнительного вещества – катализатора, состояние и масса которого в ходе реакции остаются неизменными

• Катализатор Kt – входит в состав активированного комплекса  уменьшает энергию активированного комплекса 

снижает Е_а

небольшие количества Kt – резко ускоряют процесс

А+ В + Kt →[ А^…В^…Kt]→АВ + Kt

без с

катализатора катализатором

Е_а  Е_{а, Kt}

[ А^…В] [ А^…В^…Kt]

k  k_Kt

v  v_Kt

Энергетическая диаграмма нека­талитической (1) и каталитической (2) реакции

Гомогенный катализ – Kt и все реагенты в одной

фазе

Пример: H₂O₂ ^HI-kt H₂O + 1/2O₂

(H⁺ - один из самых активных Кt)

Гетерогенный катализ – реакция идет на поверхности Kt, который образует самостоятельную фазу

П ример : H₂O₂ ^Pt-kt H₂O + 1/2O₂

(Pt - один из самых активных Кt)

Ферментативный катализ - природные реакции, катализируе­мые ферментами: превращение крахмала в глюкозу, гидролиз эфиров, расщепление белков, брожение, дегидратация СО₂ из крови и др.

ВЫВОД:

Kt – уменьшает Е_а, что приводит к увеличению скорости процесса.

Ускоряет как прямую, так и обратную р-ции.

Более 90% химических промышленных процессов проводят с применением катализаторов → экономия энергии, тепла, ресурсов, направленное получение продуктов.

ПРИМЕРЫ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ

▼Задача. Во сколько раз изменится скорость реакции

2СО (г) + О₂ (г)  2СО₂ (г)

при увеличении давления в системе в 10 раз?

Температура системы поддерживается постоянной.

Решение. Предположим, что рассматриваемая реакция является элемен­тарной, т. е. для нее

справедлив закон действующих масс:

υ = k×с²_СО×с_О2.

Концентрация и парциальное давление связаны прямо пропорциональной зависимостью:

р_i = с_i×RT,

поэтому

υ₁= k×р²_СО×р_О2

При увеличении давления в системе в 10 раз парциальное давление каж­дого из реагентов возрастет тоже в 10 раз, т. е.

υ₂ = k×(10р_СО)²×10р_О2= k×1000р²_СО×р_О2= 1000 υ₁

скорость реакции увеличится в 1000 раз.

▼Задача. Для реакции А  В + С

Константа скорости k = 5 ^. 10 ^-5 с ^{- 1} .

 n = 1 (по размерности). Определите концентрацию веществ А и В и скорость реакции через 1 час и через 5 часов, если начальная концентрация А составляла с₀ (А) = 0,2 моль/л.

Решение. Для реакции 1-го порядка:

где с – текущая концентрация вещества А в момент времени τ, с₀ – начальная концентрация вещества А, k – константа скорости, τ – время.

через τ = 1 час: с (А) = 0,2 ^. e ^{- 0,00005 . 3600} =

= 0,17 моль/л

через τ = 5 час: с (А) = 0,2 ^. e ^{- 0,00005 . 18000} =

= 0,08 моль/л

Концентрация вещества В находится по стехиометрическому соотно­шению веществ А и В. Из уравнения реакции следует, что концентрация вещества В возрастает на ту же величину, на какую убывает концентрация А, т. к. из 1 моль (А) получается 1 моль (В). Поэтому: с (В) = с ₀(А) – с(А)

через τ = 1 час: с (В) = 0,2 – 0,17 = 0,03 моль/л

через τ = 5 час: с (В) = 0,2 – 0,08 = 0,12 моль/л

Рассчитаем скорость реакции по уравнению:

v = k ^. c (A)

через τ = 1 час: v = 5^.10 ^{– 5 .} 0,17 = 8,5 ^. 10 ^{– 6} моль/л ^.с

через τ = 5 час: v = 5^.10 ^{– 5 .} 0,08 = 4 ^. 10 ^{– 6} моль/л ^.с

▼Задача. Для реакции 2А  продукт

константа скорости k = 8,83×10^-16 л/(моль×с)

 n = 2 (по размерности). Определите время полупревращения вещества А , если начальная концентрация его составляла с₀ = 1 моль/л. Определите время, за которое прореагирует 90% вещества. Определите, как при этом изменится скорость реакции по сравнению с начальной.

Решение. Для реакции 2-го порядка

где с – текущая концентрация вещества А в момент времени τ, с₀ – начальная концентрация вещества А, k – константа скорости, τ – время.

τ_1/2 = 1/( 8,83×10^-16. 1) = 1,1×10¹⁵ сек

После превращения 90 % вещества А его концентрация соста­вит 10% от начальной концентрации, т. е. с = 0,1с ₀ = 0,1 моль/л.

Время

τю = ( с₀ – с )/( k ^. с₀ ^. с) =

= (1-0,1)/( 8,83×10^-16. 1^. 0,1) = 1×10¹⁸ сек.

Для реакции 2-го порядка

v = k ^. c ²

в нач. момент: v₀ = 8,83^.10 ^{– 16 .} 1² = 8,83^. 10 ^{–1 6} моль/л ^.с

через τ = 1×10¹⁸ сек: v = 8,83^.10 ^{–16 .} 0,1² =

= 8,83^. 10 ^{–1 8} моль/л ^.с

Скорость реакции уменьшилась в 100 раз.

▼Задача. Рассчитайте изменение константы скорости реакции, имеющей энергию активации Е_а = 131 кДж/моль, при увеличении температуры от

Т₁= 330 до Т₂= 400 К.

Решение. Зависимость константы скорости реакции от температуры опре­деляется уравнением Аррениуса:

..

где R = 8,31 Дж/(моль×К) – универсальная газовая постоянная.

ln ( k₂ / k₁ ) = 131^. 10^{3 .} (400 - 330 ) / (8,31^. 400 ^. 330 ) 8,3

( k₂ / k₁ ) = е ^8,3  4000

константа скорости реакции увеличится в 4000 раз.

Характеристики

Список файлов лекций