Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь FAQ Написать работу 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 |
Скорость реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ.Содержание книги
Поиск на нашем сайте
Множитель «К», показывающий, с какой скоростью идет химический процесс при концентрациях реагирующих веществ равных единице, называется константой скорости химического процесса. Наряду со скоростью константа скорости химического процесса является основной величиной в химической кинетике.
Кинетическая классификация химических реакций
В кинетике химические реакции разделяются по признаку молекулярности и по признаку порядка реакции.
Молекулярность реакции Наименьшее число частиц в элементарном акте химического превращения определяет молекулярность реакции. Если реакция aA + bB cC + +dD протекает в одну стадию, то есть является элементарной, то молекулярность ее равна величине а+b, то есть сумме стехиометрических коэффициентов исходных веществ. Молекулярность - всегда целое число. Существуют моно-, би- и, редко, тримолекулярные реакции. Вероятность столкновений четырех и более частиц невелика. К мономолекулярным реакциям относятся некоторые реакции разложения молекул, реакции внутримолекулярных перегруппировок, реакции радиоактивного распада. J2 → 2J
К бимолекулярным реакциям относятся такие, в которых взаимодействие происходит при столкновении двух молекул различного или одинакового вида:
2 НJ → H2 + J2
К тримолекулярным относятся реакции, в которых необходимо столкновение трех молекул: 2 NO + H2 → N2O + H2O. Если же реакция происходит через несколько элементарных актов, то каждый акт имеет свою молекулярность. Например, в реакции Н2(г) + Br2(г) → 2 HBr(г) (а) Происходят следующие стадии: 1. Br2(г) → 2 Br (мономолекулярная стадия); 2. Br +Н2→ HBr(г) + Н (бимолекулярная стадия); 3. Н + Br2(г) HBr(г) + Br (бимолекулярная стадия).
По виду стехиометрического уравнения (а) нельзя судить о молекулярности реакции, надо знать механизм течения реакции, а значит классифицировать по молекулярности можно лишь реакции, протекающие в одну стадию. Поэтому для характеристики кинетики экспериментально изучаемых реакций вводится более формальный признак – порядок реакции.
Порядок реакции Порядок реакции по данному веществу – число, равное степени, в которой концентрация этого вещества входит в кинетическое уравнение реакции:
, где m – частный порядок по веществу А; n - частный порядок по веществу В. Сумма показателей степеней, в которых концентрации всех исходных веществ входят в кинетическое уравнение, определяет порядок реакции. Если реакция проходит в одну стадию, то молекулярность совпадает с ее порядком. Обычно же порядок не совпадает с молекулярностью. Это происходит потому, что реакции, как правило, не протекают путем непосредственного взаимодействия одновременно всех исходных частиц с прямым переходом их в продукты реакции. Это прежде всего относится к тем реакциям, в которых принимает участие более трех частиц. Однако, даже реакции, в которых участвуют две или одна молекулы, часто идут не по бимолекулярному или мономолекулярному механизму, а более сложным путем. В простейшем случае, когда одна из стадий протекает очень медленно по сравнению с остальными, скорость (и порядок) реакции определяется этой наиболее медленной реакцией, которая называется лимитирующей. Если же скорости реакций отдельных стадий сравнимы, а эти стадии являются к тому же сложными, то картина еще более усложняется. В общем случае коэффициенты в стехиометрическом уравнении аА + вВ сС + dD и показатели степеней концентраций в кинетическом уравнении будут различны, а порядок реакции равен сумме показателей в кинетическом уравнении: m + n. Реакции могут быть первого, второго, третьего, дробного и нулевого порядков. Так, рассмотренная нами выше реакция Н2(г) + Br2(г) → 2 HBr(г) является реакцией полуторного порядка, так как стадия (1) – реакция первого порядка, стадии (2) и (3) – второго порядка, причем стадия (3) является сложной (обратимой). В целом реакция имеет полуторный порядок. Реакциями нулевого порядка называют реакции, в которых скорость процесса сохраняется постоянной во времени. Это встречается в некоторых гетерогенных системах. Так, если в реакции омыления сложного эфира водой в разбавленном водном растворе СН3СООС2Н5 + Н2О → СН3СООН + С2Н5ОН применять эфир, малорастворимый в воде, и взять его в избытке, чтобы в системе присутствовал эфирный слой, то расход эфира будет постоянно восполняться из эфирного слоя. Таким образом, концентрация его в водном растворе будет постоянной. Но так как реакция идет в разбавленном водном растворе, то есть в присутствии избытка воды, то концентрация воды изменяется весьма незначительно, ее можно считать тоже постоянной, следовательно, постоянной будет скорость процесса. И реакция в целом имеет нулевой порядок. Если же только один из компонентов, например, вода, в избытке, то расход ее в реакции практически не отражается на ее концентрации (порядок по воде равен нулю) и скорость реакции зависит лишь от изменения концентрации эфира. Порядок реакции в этом случае равен порядку по эфиру.
Реакции первого порядка Пусть реакция является кинетически необратимой реакцией первого порядка. Составим дифференциальное уравнение которым описывается изменение концентрации исходного вещества А: . Поскольку А – единственное исходное вещество впредь будем опускать индекс А. Решаем дифференциальное уравнение: . (3.2) Уравнение (3.2) является уравнением прямой в координатах (lnC; t), рисунок 3.2.
Рисунок 3.2 – Зависимость lnC от времени для реакций первого порядка
Константа скорости может быть найдена как тангенс угла наклона прямой. Определенное интегрирование дает: то есть константа не зависит от способа выражения концентрации. Размерность константы [t-1]. Если известна константа скорости k, то можно определить текущую концентрацию: . Отсюда - уравнение текущей концентрации. (3.3) Существенное значение имеет время, за которое концентрация исходного вещества упадет в два раза, так называемое время полураспада (t1/2) или полупериод реакции. . (3.4) Таким образом, из уравнения (3.4) видно, что полупериод реакции первого порядка не зависит от начальной концентрации. Скорость, разумеется, будет зависеть от концентрации (рисунок 3.3).
Рисунок 3.3 – Кинетическая кривая реакции первого порядка
Как видно из рисунка 3.3 время, за которое начальная концентрация упадет вдвое, сохраняется постоянным для данной реакции, а скорость понижается (кривые становятся более пологими с уменьшением начальной концентрации).
Реакции второго порядка
Кинетическое уравнение для реакции второго порядка имеет вид: А + В → С + D. Приведем выводы (аналогичные реакции первого порядка), для простоты, полагая, что концентрации веществ А и В одинаковы: .
Полученное уравнение – линейная зависимость , из которой можно графически определить константу скорости как тангенс угла наклона прямой, . Рисунок 3.4 – Зависимость от времени для реакций второго порядка
Из уравнения (3.5) выводится значение константы скорости реакции второго порядка: . Время полупериода вычисляется так: Отсюда видно, что время полураспада зависит от начальной концентрации. Во сколько раз уменьшается концентрация, во столько раз увеличивается полупериод реакции.
Рисунок 3.5 – Кинетическая кривая реакции второго порядка
Если же исходные концентрации веществ А и В различны, то константа скорости определяется уравнением: , где - начальные концентрации веществ А и В; СА, СВ – текущие концентрации к моменту времени t от начала реакции.
|
||||
Последнее изменение этой страницы: 2016-08-14; просмотров: 184; 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 - 18.219.207.115 (0.01 с.) |