Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Влияние температуры на скорость реакции
(правило Вант-Гоффа) При повышении температуры на каждые 10° скорость большинства химических реакций увеличивается в 2–4 раза, и, наоборот, при понижении температуры – понижается соответственно во столько же раз. Математическая зависимость скорости реакции от температуры приближенно выражается уравнением Вант-Гоффа
, (7.4)
где — скорости реакции при температурах Т1 и Т2 соответственно; – температурный коэффициент скорости реакции для многих реакций у лежит в пределах 2–4. Шведский ученый С. Аррениус на основании экспериментальных данных показал, что число активных частиц, а следовательно, скорость и константа скорости возрастает с температурой по экспоненциальному закону. Выведенная им зависимость константы скорости от температуры Т называется уравнением Аррениуса:
, (7.5)
где k0 – предэкспоненциальный множитель; R – универсальная газовая постоянная 8,31 Дж/(моль К); Т – абсолютная температура; – энергия активации, кДж/моль. Энергия активации – минимальная энергия, которой должны обладать сталкивающие молекулы, чтобы преодолеть потенциальный барьер, разделяющий исходное и конечное состояние системы. Она зависит от природы реагирующих веществ, температуры, ее значения включают в специальные справочники и используют в химической технологии для расчета скоростей реакций в различных условиях.
Влияние катализатора на скорость реакции Одним из способов увеличения скорости реакции является снижение энергетического барьера, т. е. уменьшение . Это достигается введением катализаторов. Катализ – изменение скорости химической реакции веществами (катализаторами), которые участвуют в промежуточных стадиях реакции, но не входят в состав конечных продуктов. Катализатор – вещество, влияющее на скорость реакции, но к концу реакции остающиеся химически неизменными. На применении катализаторов основано получение большинства продуктов химического производства. Каталитическое действие является основой жизнедеятельности и в природе. Все химические превращения в организмах инициируются особыми катализаторами – ферментами.
В зависимости от того, находится ли катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества, или образует самостоятельную фазу, говорят о гомогенном или гетерогенном катализе. Механизм каталитического действия для них не одинаков, однако, и в том и в другом случае происходит ускорение реакции за счет снижения Ea .
Химическое равновесие Различают обратимые и необратимые реакции. Необратимыми реакциями называются такие, после протекания которых систему и внешнюю среду одновременно нельзя вернуть в прежнее состояние. Многие химические реакции являются обратимыми, т.е. одновременно протекают в двух противоположных направлениях и не доходят до конца. Особенность обратимых реакций состоит в том, что по мере накопления продуктов реакции возрастает скорость обратной реакции. Если они сравняются, то наступает равновесное состояние. Химическое равновесие характеризуется константой химического равновесия . Для реакции аА + вВ «сС + dD, из ЗДМ (7.2) следует:
, (7.6)
где и – константы скоростей прямой и обратной реакций; – равновесные концентрации веществ соответственно. Константа химического равновесия определяется отношением произведений равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов. В выражение константы равновесия входят только концентрации газообразных и растворенных веществ. для данной реакции при данной температуре величина постоянная; зависит от температуры, природы реагирующих веществ и не зависит от концентрации и присутствия катализатора. В условиях равновесия все реагенты связаны друг с другом через концентрации, и изменение одной из них вызовет изменение других, только соотношение равновесных концентраций останется постоянным при данной температуре. Константа химического равновесия может быть рассчитана из изотермы Вант-Гоффа при DG = 0, являющейся термодинамическим условием химического равновесия: , следовательно,
. (7.7)
Константа равновесия имеет большое теоретическое значение и практическое значение. По ее величине можно судить о полноте протекания реакции. Если > 1, то равновесие смещается в сторону прямой реакции, если < 1 – в сторону обратной. При = 1 реакция находится в химическом равновесии. Тем не менее состояние равновесия – процесс динамический, поэтому значения константы равновесия позволяют судить о его сдвиге в ту или иную сторону.
|
||||||
Последнее изменение этой страницы: 2021-03-09; просмотров: 141; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.218.234.83 (0.006 с.) |