Реферат по предмету "Химия"


Кинематика химических реакций

Скорость химических реакций.


Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:


V = ± ((С2
- С1
) / (t2
- t1
)) = ± (DС / Dt)


где С1
и С2
- молярные концентрации веществ в моменты времени t1
и t2
соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).


Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.


Факторы, влияющие на скорость химических реакций.


1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H2
и N2
требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H2
O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.


Примеры.


Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.


Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.


2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.


Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.).


Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.


aA + bB + . . . ® . . .


V = k • [A]a
• [B]b
• . . .


Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.


Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.


Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.


3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t1
до t2
изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:






(t2
- t1
) / 10
Vt2
/ Vt1
= g

(где Vt2
и Vt1
- скорости реакции при температурах t2
и t1
соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).


Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:


k = A • e -Ea/RT


где


A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;


R - универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль o К) = 0,082 л o атм/(моль o К)];


Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.


Энергетическая диаграмма химической реакции.



А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.


Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.


4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.


5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").


Химическое равновесие.


Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.



Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2
). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.


Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K1
) и обратной (K2
) реакций.


Для реакции mA + nB <-> pC + dD константа равновесия равна


K = K1
/ K2
= ([C]p
• [D]d
) / ([A]m
• [B]n
)


Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.


Способы смещения равновесия.


Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие










V1
A + Б <-> В
V2

1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).














V1
A + Б <-> В ; увеличение P приводит к V1
> V2
V2
2 1

2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)










V1
В + Q, то увеличение t°C приводит к V2
> V1
A + Б <->
V2









V1
В - Q, то увеличение t°C приводит к V1
> V2
A + Б <->
V2

3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V1
> V2
.


4. Катализаторы не влияют на положение равновесия.



Не сдавайте скачаную работу преподавателю!
Данный реферат Вы можете использовать для подготовки курсовых проектов.

Поделись с друзьями, за репост + 100 мильонов к студенческой карме :

Пишем реферат самостоятельно:
! Как писать рефераты
Практические рекомендации по написанию студенческих рефератов.
! План реферата Краткий список разделов, отражающий структура и порядок работы над будующим рефератом.
! Введение реферата Вводная часть работы, в которой отражается цель и обозначается список задач.
! Заключение реферата В заключении подводятся итоги, описывается была ли достигнута поставленная цель, каковы результаты.
! Оформление рефератов Методические рекомендации по грамотному оформлению работы по ГОСТ.

Читайте также:
Виды рефератов Какими бывают рефераты по своему назначению и структуре.

Сейчас смотрят :

Реферат Россия на карте мира
Реферат Canadian Health Care VS US Health Care
Реферат Естественный отбор и приспособленность видов
Реферат Биологически Активные Добавки в производстве косметики
Реферат Понятие банкротства. Факторы, влияющие на предприятия, и причины банкротства
Реферат революции
Реферат Командно-штабные учения, их цели, классификация и методика организации подготовки
Реферат Содержание программного документа Федерации независимых профсоюзов "За достойный труд!"
Реферат Бандитизм Понятие состав и виды данного преступления
Реферат Зміна трудового договору за КЗПП України Проектом Трудового кодексу України та Трудового кодексу
Реферат Формы источники права
Реферат «О текущем моменте», № 5 (65), 2007 г. Эгоисты обречены быть1 и умирать рабами…
Реферат Citizen Kane Essay Research Paper Citizen KaneWhat
Реферат Направления совершенствования маркетинговой деятельности предприятия "Завод печатных плат"
Реферат Политическое учение Н.Макиавелли и современность