Отправляет email-рассылки с помощью сервиса Sendsay

Как сдать ЕГЭ по химии?

Подписаться Бесплатная «Серебряная» новостная рассылка . Подписчиков 68 RSS
←   Февраль 2011   →
 1
 2
 3
 4
 5
 6
 7
07.02.2011
16:00:01
16:11:45
 8
 9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28


За последние 60 дней ни разу не выходила


Сайт рассылки: http://mihail-barmin2010.narod.ru/
Открыта: 20-05-2010
Адрес автора: job.education.khimia4ege-owner@subscribe.ru

Автор
mik2005

Статистика

68 подписчиков
0 за неделю
←   Все выпуски   →

Как сдать ЕГЭ по химии? Лекция 7 (начало)


Девиз: «ВСТРЕЧАЯСЬ С ПРЕГРАДОЙ,
БОРИСЬ ИЛИ УХОДИ»
ЛЕКЦИЯ 6
КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Кинетикой химических реакций называется раздел химии, за-
нимающийся изучением скоростей химических реакций и меха-
низмов химических реакций и процессов.
Скоростью химической реакции называется изменение кон-
центрации реагирующих веществ в единицу времени.
Скорость химических реакций зависит от того, протекает ли
реакция в гетерогенной фазе или в гомогенной, т.е. от природы
взаимодействующих веществ.
Для гомогенной среды скорость химических реакций оп-
ределяется концентрацией реагентов. Чем выше концентрация,
тем более вероятным становится столкновение молекул, т.е. ско-
рость химических реакций в гомогенной фазе увеличивается.
Для гетерогенных систем взаимодействие происходит на повер-
хности раздела фаз, т.е. определяется величиной этой поверхности.
Чем больше поверхность, тем ниже скорость химической реакции,
т.е. скорость химических реакций зависит от концентрации реаген-
тов и поверхности раздела фаз.
V = (C2 – C1)/(t2 – t1) =
= –ΔC/Δt (V средняя )
Умен ьшение концентрации во времени
Кривая изменения концентрации исходных реагентов для
интервала времени Δt (происходит изменение угла наклона се-
кущей а следовательно, и изменение скорости химический ре-
акций для данного интервала времени, т.е. средней скорости
химических реакций для данного интервала времени зависит
от угла наклона секущей и α), т.к. происходит во времени рас-
ходование реагентов, то в уравнении ставим знак “-”
Истинное значение V для момента времени: V = -limΔt→0 ΔC/
Δt = -dC/dt. Истинная скорость химических реакций зависит
от: природы реагирующих веществ, концентрации (С), тем-
пературы (t), катализатора, давления, растворителя.
Зависимост ь скорости химических реакций
от концентрации (закон действующих масс )
В 1877 г. Гульберг и Вааге на экспериментах и теоретичес-
ком изучении зависимости скорости реакций от концентрации
сформулировали закон действия масс.
Скорость химических реакций пропорциональна концентра-
ции реагирующих веществ.
Рассмотрим химическую реакцию следующего вида:
А + В → АВ
Из теории вероятности: вероятность сложного события рав-
на произведению вероятностей простых событий
V = γ ∙ WA ∙ WB; WA = α ∙ CA; WB = β ∙ CB
γ - постоянная характеризующая среду, в которой происхо-
дит взаимодействие.
Чем больше С, тем больше вероятность столкновения моле-
кул исходного реагента А в данной точке объема.
Значит: V = γ ∙ β ∙ ∙ CA ∙ CB → V = k ∙ CA ∙ CB, k - константа
скорости химической реакции. Физический смысл К: скорость
химической реакции при единичной концентрации.
Если принять С вещества А и В за единичную (1 моль/литр),
то тогда константа скорости химических реакций представляет
собой скорость химических реакций при единичном значении
концентрации.
k – молекулярная характеристика химического процесса,
зависит от:
∙ природы реагирующих веществ;
∙ природы полярности растворителя;
∙ от температуры;
но не зависит от концентрации.
При написании уравнения скорость химических реакций учи-
тывают изменение концентрации только лишь газообразных и
жидких продуктов реакции.
84 85
В том случае когда взаимодействие происходит на поверхности
раздела фаз, концентрация твердой фазы считается неизменяю-
щейся, постоянной, и не входит в уравнение скорости химической
реакции.
Пример: Na2O(тв.) + СO2(2) → Na2CO3(тв.)
V = k ∙ CCO2
Рассмотрит в общем случае взаимодействие нескольких реа-
гентов в cоответствии со следующим уравнением реакции:
α A + β B + γ C → dD + eE + ...
V = K ∙ CA
α ∙ CB
β ∙ CC
γ
Для определения скорости реакций сложного многоступен-
чатого процесса в соответствии с теорией соударений следует
предполагать, что V зависит от концентрации реагирующих ве-
ществ с показателями степеней, равными их стехиометричес-
ким коэффициентам. Однако, в действительности, вероятность
столкновения 3-х и более частиц в одной точке пространства
мала.
Механизмы реальных реакций являются сложными, В соот-
ветствии с этим постановка показателя степени стехиометри-
ческих коэффициентов реакции неправомерна.
На практике для определения кинетических параметров,
определяются значения концентрации некоторых реагентов.
Сумма показателей кинетических коэффициентов для уравне-
ния скорости химических реакций определяет порядок реак-
ции. Однако в химии встречаются реакции нулевого, первого,
второго и значительно реже – третьего порядка. Порядок реак-
ции может быть дробным, что определяется механизмом реак-
ции.
В химической кинетике важным является понятие молеку-
лярности реакции. Под молекулярностью реакции понимают
количество молекул, участвующих в элементарном акте про-
цесса. В зависимости от этого различают мономолекулярные
реакции, когда в элементарном акте химического процесса
участвует 1 молекула (процесс разложения). Димолекулярные
реакции, когда в химическом процессе участвуют две моле-
кулы. Тримолекулярные реакции, когда в элементарном акте
участвуют 3 молекулы. Эти химические реакции являются до-
статочно редкими. Реакций с более высокой молекулярностью не
встречается.
Зависимост ь скорости химических реакций
от тем пературы
Впервые Вант-Гофф экспериментально показал, что нагре-
вание на 10С дает увеличение скорости химических реакций в
2-4 раза, т.е.
,
где γ - коэффициент Вант-Гоффа, равен 2 -4
Показатель степени – число температурных скачков по 10
Кинетическая энергия равна
Ek = mV2/2 = 3/2 KT
где К - постоянная Больцмана, Т - абсолютная температура
при нагреве на 10.
mV1
2/2 = 3/2 KT1 = 3/2 K ∙ 273
mV2
2/2 = 3/2 KT2 = 3/2 K ∙ 283
V2
2/V1
2 = 283/273 = 1,04; V2 /V1 = 1,02
Таким образом, при увеличении температуры на 10 скорость
химических реакций увеличивается на 2 %, а не на 200-400, как
это следует из уравнения Вант-Гоффа.
Ответ на этот вопрос был впервые дан Аррениусом. Он предпо-
ложил, что не все соударения приводят к образованию продуктов
реакций, а существуют так называемые активные соударения.
Как показано на рис., на оси ординат количество молекул,
обладающих определенной энергией столкновения, на оси абс-
цисс – энергия соударения. При температуре Т, активными яв-
ляются такие молекулы, для которых энергия соударения много
больше энергии Eа, получившей название энергии активации.
Для температуры Т2 эта зависимость аналогична. В этом слу-
чае резко возрастает количество активных молекул, что в ко-
86 87
нечном итоге к приводит к увеличению скоростей химических
реакций, Аррениус на основании теоретических и эксперимен-
тальных данных показал, что постоянная скорости химических
реакций зависит от температуры и определяется по уравнению:
где – А – фактор соударений, характеризующий частоту
активных соударений; е – основание натурального логариф-
ма = 2 .71, Еа – энергия активации, R – газовая постоянная,
T – абсолютная температура.
На основании этого уравнения с высокой степенью точнос-
ти можно определить константу k, а следовательно и саму V.
Однако, не для всех случаев соблюдается совпадение теорети-
ческих значений константы скорости химическиx реакций с
экспериментальным определением.
где Р – стерический фактор, Р 1
В этом уравнений Р - стерический фактор учитывает объем
заместителей в реагирующих молекулах. Чем больше замести-
тель, тем меньше становится вероятность атаки реакционного
центра, тем больше наблюдается расхождений между расчет-
ными и экспериментальными значениями скоростей. Стери-
ческии фактор «Р» определяется экспериментально.
Понятие об активированном ком плексе
(о переходном состоянии )
При взаимодействии реагентов возможны образования раз-
личных промежуточных продуктов реакции, причем скорость
этих реакций может существенно отличаться. Кроме того, из
промежуточных продуктов реакции при столкновении, могут
проходить процессы, параллельные основной реакции. Таким
образом, все совокупности данных о строении исходных реа-
гентов, промежуточных продуктов реакции и конечных во вре-
мени характеризует механизм химической реакции. При изуче-
нии механизма химических реакций используются различные
экспериментальные и теоретические методы.
В настоящее время наибольшие успехи были получены с
помощью теории абсолютных скоростей реакций и теории ак-
тивированного комплекса. Теория абсолютных скоростей ре-
акции основывается на классической теории взаимодействия
двух частиц. В теории активированного комплекса предпола-
гается образование на промежуточной стадии так называемого
переходного состояния или активизированного комплекса.
H2 + J2 < = > 2HJ
τ
В избранное