К необратимым – осаждение, конденсация, кристаллизация веществ.

В гомогенной системе реакция идет во всем объеме.

В гетерогенной системе реакция протекает только на поверхности раздела фаз.

В связи с этим скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции определяется по-разному.

Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию и образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

Скорость гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию и образующегося при реакции за единицу времени на единицу площади поверхности фаз.

υ_гом.= ∆n/V∆t n – число молей образующегося в-ва V – объем системы.

υ_гет.= ∆n/S ∆t S- площадь поверхности фазы, на которой протекает растворение.

Т.о. Скоростью реакции в гомогенной системе называется изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее за единицу времени.

υ_.= -∆С/∆t т.к. реакция идет с убылью концентрации исходного вещества С₁>С₂ то -∆С изменение ∆С берется с – но мгновенную скорость обозначают υ = ±dc/dt т.к. скорость является производной концентрацией по времени

Скорость химических реакций зависит в первую очередь от механизма химического превращения реагирующих веществ в продукты реакции.

По механизму – все реакции делят на простые и сложные.

Реакция называется простой, если продукт реакции образуется непосредственно после столкновения молекул реагентов. Аg⁺ + CI ^-=АgС1 – одноактные, протекающие в одну стадию.

Реакция называется сложной, если продукт реакции образуется после двух и более реакций с образованием промежуточных продуктов. Поэтому химическую кинетику можно рассматривать как науку о скоростях протекания химических превращений и механизмах этих превращений.

В любой химической реакции, выражаемой уравнением. аА + вВ + … →сС + дД

справедливо выражение ν= kС_А^а С_В^в

известное под названием закона действующих масс, установленного экспериментально К. Гульдбергом и П. Ваге (1864 – 1867) г.

Скорость химического процесса прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ взятых в степенях равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции

---

основной закон кинетики. Коэффициент пропорциональности в уравнении для скорости К называют константой скорости химической реакции. ЕЕ физический смысл выясняется при введении граничных условий при

С_А = С_В= 1 моль/л ν= k т.е. константа скорости равна скорости химической реакции при единичных и равных значениях концентрации реагентов. Константа скорости зависит не от концентрации участвующих в процессе веществ, а от их химической природы и температуры. Константа скорости служит главной характеристикой любого химического процесса.

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, H₂O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.

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 t₂изменение 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

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ, перед экспоненциальный множитель, который характеризует константу скорости при нулевой энергии активации.

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

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

Число частиц, участвующих в элементарном химическом акте называют молекулярностью реакции.

Если одна из стадий процесса протекает намного медленнее, чем другие, то она и будет лимитирующей. По ней и определяется общая скорость всего процесса. Фундаментальным представлением в теории химической кинетики является понятием об активном комплексе, включающее несколько отправных моментов.

а) не любое столкновение частиц в реальном объеме приводит к их взаимодействию, а лишь такое, при котором обеспечена выгодная пространственная ориентация, максимально сближающая ядра и электронные орбитали партнеров.

б) энергия соударения частиц должна быть достаточной для разрыва прежних и образование новых связей. Такой энергией обладают не все молекулы, а лишь определенная их часть, относимая к активным.

Та избыточная энергия, которой обладают активные частицы и благодаря которой становится возможной химическая реакция, называется энергией активации.

в ) «удачно» столкнувшиеся молекулы образуют активированный переходный комплекс, т.е. временное непрочное соединение энергии, в котором ослаблены и удлинены связи, разрываемые в ходе реакции. Ослабление и удлинение связей требует затраты энергии. Следовательно, кинетическая энергия соударений должна превышать энергию активации. Энергетическая диаграмма хода химического процесса имеет вид.

 

Экзотермическая реакция	Эндотермическая реакция

---

 

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

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

Е_mах- кинетическая энергия соударения активных молекул. Перестройка активированного комплекса в продукты реакции высвобождает затраченную на его образование энергию вследствие создания новых химических связей.

Теория активированного комплекса объясняет влияние роста температуры на увеличение скорости реакций повышением кинетической энергии всей системы, что способствует преодолению энергетического барьера большим числом молекул.

     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.

     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").

---

Методы измерения скорости химической реакции.

Чтобы экспериментально измерить скорость химических реакций необходимо знать начальные концентрации исходных реагирующих веществ и концентрации их в различные моменты времени. Полученные данные представляют в виде графика кинетической кривой (зависимость С от τ)

Уменьшение концентрации НС1 и накопление Н₂ в ходе реакции.

Zn + НС1 = ZnС1₂ + Н₂

В зависимости от способа измерения концентрации вещества методы измерения скорости делят на химические, физические, биохимические так например в выше указанной реакции можно получить данные определения скорости по изменению концентрации НС1 Методом кислотно-основного титрования - химический метод. Или по величине водородного показателя рН с помощью рН- метра можно определить изменение С_НС1- физико-химический метод кроме того количество выделяющегося Н₂ можно определить в л т.е. по объему или по р – физический метод.

К физическим методам относят и спектральные методы, основанные на измерениях спектров поглощения реагентов или продуктов в ультрафиолетовой видимой инфракрасной области.

Химический потенциал.

Химическим потенциалом вещества Х в данной системе называется величина, которая определяется энергией Гиббса, приходящейся на моль этого вещества при заданных условиях:

μ (Х) = G (Х)/n (Х)

где μ (Х)- химический потенциал вещества Х Дж/моль

G (Х)- энергия Гиббса вещества Х в системе . Дж

n (Х)- количество вещества Х в системе, моль.

Если вещество Х содержится в системе в количестве n, то энергия Гиббса этого вещества равна.

G (Х)=n (Х)/ μ (Х)

Если вещество Х находится в растворе, химический потенциал этого вещества зависит от концентрации и природы растворителя. Эта зависимость носит логарифмический характер и имеет следующий вид: μ (Х)= μ⁰(Х) + RTℓn С(Х)

где μ (Х) – химический потенциал вещества Х, дж/моль μ⁰(Х) – стандартный химический потенциал не зависит от концентрации.

Химический потенциал вещества монотонно возрастает с увеличением концентрации этого вещества в системе.

При этом по мере увеличения концентрации скорость возрастания химического потенциала уменьшается.

Как следует из второго начала термодинамики при равновесии ∆G=0 получаем. ∆G_р-я= - RTℓn К_с

К_с обозначено значение П_с при химическом равновесии т.е. в К

---

Смотрите также файлы

• 2Жргізуші Добрый день! Дорогие учителя и ученики! 1жргізуші Бгінгі бізді Роза Баланованы 100 жылдыына орай йымдастырылы отыран Отбасылы таланеттылар.docx

• Таырыбы "Табиат жне біз" Масаты.docx

• Урок 34 Раздел Искусство Кабдолдина А. Б.pptx

• Сценарий сказки Колобок.docx

• Экологические проблемы Дальнего Востока.docx