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 |
Кінетика хімічних реакцій у розчинах
Миттєва або істинна швидкість хімічної реакції за окремим компонентом за умови сталого об’єму системи визначається як зміна концентрації будь-якого учасника реакції i у певний нескінченно малий проміжок часу, тобто як похідна концентрації цього компоненту по часу: . (1.1) Швидкість реакції завжди додатна. Якщо її визначають за продуктом реакції , то в рівнянні (1.1) ставлять знак , якщо за вихідною речовиною – знак "–". Згідно із законом діючих мас, швидкість гомогенної реакції пропорційна добутку концентрацій речовин, які вступають до реакції, з певними показниками степенів. Вираз, що описує залежність швидкості реакції від концентрацій реагентів, називається кінетичним рівнянням реакції. Якщо деяка реакція є простою (елементарною), тобто перебігає в одну стадію, то кінетичне рівняння має вигляд: , (1.2) де – константа швидкості реакції, яка чисельно дорівнює швидкості процесу за умови одиничних концентрацій реагентів; a і b – частинні порядки за компонентами А та В, відповідно. Для простої реакції частинні порядки мають такі самі значення, що й стехіометричні коефіцієнти реагентів у рівнянні реакції. Якщо реакція, загальний вигляд якої наведено вище, є складною, тобто багатостадійною, то кінетичне рівняння набуває вигляду: . (1.3) У даному випадку показники степенів, до яких піднесені концентрації вихідних речовин, зазвичай не збігаються зі стехіометричними коефіцієнтами. Загальний порядок реакції – це сума частинних порядків, а саме: для рівняння (1.2) , а для виразу (1.3) . Порядок реакції може бути цілим, дробовим та нульовим. Частинні порядки іноді набувають навіть від’ємних значень. Порядок реакції не залежить від часу, концентрацій реагентів (якщо немає значного надлишку одного або декількох з них) та температури. Він є формальною ознакою, яка визначає ступінь залежності швидкості реакції від концентрацій учасників процесу. Молекулярність є характеристикою простої реакції або окремої стадії складного хімічного процесу. Вона визначається числом частинок, що беруть участь у елементарному акті хімічної взаємодії. Існують моно-, бі- та (рідко) тримолекулярні реакції. Молекулярність не може бути більшою за три, оскільки одночасне зіткнення чотирьох та більше частинок є вкрай малоймовірним.
Для простої реакції порядок та молекулярність збігаються тоді, коли реагенти взято у стехіометричному співвідношенні. Якщо ж один з них міститься у надлишку, то молекулярність реакції не змінюється, а загальний порядок зменшується на величину частинного порядку за компонентом з надлишковою концентрацією. Якщо складна реакція перебігає через ряд послідовних стадій, то її швидкість визначається швидкістю найповільнішої стадії, яку називають лімітуючою. Константи швидкості реакцій різних порядків обчислюють за рівняннями: ; (1.4) ; (1.5) ; (1.6) , (1.7) де - початкова концентрація вихідної речовини; х - зменшення концентрації вихідної речовини за час ; - поточна концентрація вихідної речовини, яка відповідає часу від початку реакції. Порядок реакції за певним компонентом (частинний порядок) визначають на основі експериментальних даних про зміну концентрації цієї речовини з часом. Досліджуючи частинний порядок реакції за певним компонентом, всі інші реагенти беруть у надлишку. Внаслідок цього їх концентрації в ході досліду практично не змінюються і можуть бути включені до величини константи швидкості реакції. Таким чином, надлишок одного або декількох реагентів призводить до зменшення загального порядку реакції на суму частинних порядків за тими речовинами, концентрації яких є надлишковими. Методи визначення частинних порядків поділяють на інтегральні та диференціальні. В інтегральних методах порядок визначають на основі експериментальних залежностей концентрацій речовин або інших, пропорційних концентраціям властивостей, від часу. В диференціальних методах застосовують залежності миттєвої швидкості за компонентом від його концентрації. Для визначення частинного порядку реакції, наприклад, на основі методу підстановки, який належить до інтегральних, експериментальні дані послідовно підставляють у рівняння (1.4) – (1.7). Співвідношення, що дає приблизно однакові константи швидкості, які відрізняються у межах похибки досліду, вказує на порядок реакції за певним компонентом. Часом напівперетворення називається час, за який концентрація вихідної речовини зменшується удвічі.
Внаслідок підвищення температури швидкість переважної більшості реакцій зростає. Згідно з правилом Вант-Гоффа внаслідок збільшення температури на 10 градусів швидкість гомогенної реакції зростає приблизно у 2 – 4 рази. Температурний коефіцієнт швидкості реакції визначають як: , (1.8) де , , , - відповідно швидкості та константи швидкості за температур, які відрізняються на 10 К. У рівнянні (1.8) відношення швидкостей реакції дорівнює відношенню її констант швидкостей, оскільки концентрації реагентів в результаті збільшення температури на 10 градусів майже не змінюються. Зазвичай у температурні залежності швидкості реакції замість неї підставляють саме константу швидкості, оскільки вона, на відміну від швидкості, не залежить від часу та концентрацій. Якщо відомо константи швидкості для будь-яких двох температур, то . (1.9) Температурний коефіцієнт внаслідок зростання температури зменшується, тому розрахунки за рівняннями (1.8) та (1.9) мають наближений характер і можливі тільки у неширокому температурному інтервалі. Значно краще залежності швидкості та константи швидкості реакції від температури описує рівняння Арреніуса, диференціальна форма якого має вигляд: , (1.10) а інтегральна за умови : . (1.11) В рівняннях (1.10) та (1.11) – енергія активації реакції, тобто та мінімальна енергія, яку потрібно надати 1 молю вихідних речовин, щоб вони мали змогу перетворитись у продукти. для певного хімічного процесу є сталою величиною. ЇЇ можна змінити, тільки ввівши в систему каталізатор. Енергію активації обчислюють, визначивши константи швидкості принаймні за двох температур: . Інтегральну форму рівняння Арреніуса (1.10) за умови можна записати також у вигляді: , (1.12) де – стала інтегрування. З виразу (1.12) випливає, що є лінійною функцією від . Тангенс кута нахилу цієї прямої та енергія активації пов’язані залежністю . (1.13) Для більшості гомогенних реакцій енергія активації лежить у межах 50 – 200 кДж/моль.
|
||||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-04-18; просмотров: 464; 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 - 3.15.10.137 (0.006 с.) |