Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.

Зависимость скорости от концентрации реагир-щих в-в. Константа скорости реакц-и первого порядка.

Скорость реакц-и зависит от природы реагир-щих в-в, их конц-ции, темп-ры и от катализ-ов. В тех случаях, когда для протекания реакц-и необходимо столкновение двух реагир-щих частиц (молекул, атомов), зависимость скорости реакц-и от конц-ций определяется законом действия масс: при постоянной темп-ре скорость хим-кой реакц-и прямо пропорциональна произведению конц-ций реагир-щих в-в А+В₂ à АВ₂ v=k[A][B₂] [А] и [В₂]-концентрации вступающих я реакцию в-в, а коэффициент пропорциональности k- константа скорости реакц-и, значение которого зависит от природы реагир-щих в-в

nA+mBó qD|Vß =k₁C_AⁿC_B^m|Và =k₂C_D^q

Для установл.физ.смысла k=1.Скорость хим.реак-ции оценивается чурез константу.Реакции 1 порядка A+Bó C

k_T=(1/τ )ln(a/a-x) - константа скорости реакции первого порядка.τ -продолжительность разложения в-ва а-объем в-ва, выделившийся при разложении x1 и x2 - объемы в-ва выделившийся за t при темп-ре T1 и T2 К соответственно.

Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.

Зависимость скорости реакц-и (или константы скорости реакц-и)от темп-ры может быть выражена уравнением: v_t+10/v_t= k_t+10/k_t=γ v_t и k_t- скорость и константа скорости реакц-и при темп-ре t°C; v_t+10 и k_t+10 - те же величины при темп-ре t+10°С; v-темп-рный коэффициент скорости реакц-и, значение которого для большинства реакций лежит в пределах 2-4 (правило Вант-Гоффа). В общем случае, если темп-ра изменилась на Δ t°С, последнее уравнение преобразуется к виду: v_{t+Δ t}/v_t= k_{t+Δ t}/k_t=γ ^{Δ t/10}

Пример γ =2, 8 Δ t=55С//v1/v2=2.8^55/10=287 v ув в 287 раз

скорость хим-кой реакц-и сильно возрастает при повышении темп-ры. Это связано с тем, что элементарный акт хим-кой реакц-и протекает не при всяком столкновении реагир-щих молекул: реагируют только те молекулы (активные молекулы), которые обладают достаточной энергий, чтобы разорвать или ослабить связи в исходных частицах и тем самым создать возможность образования новых молекул. Поэтому каждая реакция характеризуется определенным энергетическим барьером; для его преодоления необходима энергия активации -некоторая избыточная энергия (по сравнению со средней энергией молекул при данной темп-ре), которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение было эффективным, т. е. привело бы к образованию нового в-ва. С ростом темп-ры число активных молекул быстро увеличивается, что и приводит к резкому возрастанию скорости реакц-и.

Зависимость константы скорости реакц-и k от энергии активации (Eа, Дж/моль) выражается уравнением Аррениуса: k= Ae^-Ea/RT Как следует из уравнения Аррениуеа, константа скорости реакц-и тем больше, чем меньше энергия активации.

4.Скорость химических реакций в гетерогенных системах. Катализ.++

Скорость гетерогенной хим-кой реакц-и измеряется кол-вом в-ва, вступающего в реакцию или, образующегося в результате реакц-и на единицу площади, поверхности раздела фаз(cред). Скорость гетерогенной реакц-и зависит от конц-ции и поверх-ти реаг в-в.

При гетерогенных реакциях концентрации в-в, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакц-и и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс. Катализ- это изменение термодинамимч-х возможностей реакции(Δ rG< 0)за счёт спец в-ва.

Гомогенный катализ-когда реаг-е в-ва и кат-тор нах-ся в одинаковом агрегатном сост-и

A+B^Кà AB/ [A+K]+Bà AB+K/2SO₂+O₂ó 2SO₃+H₂O

Гетерогенный катализ-когда реаг-е в-ва и кат-тор нах-ся в разных агрегатных сост-ях 2SO₂+O₂ ^кó 2SO₃

Скорость хим-кой реакц-и возрастает в присутствии катализатора..Действие катализатора объясняется тем, что при его участии возникают нестойкие промежуточные соединения, распад которых приводит к образованию продуктов реакц-и. При этом энергия активации реакц-и понижается и активными становятся некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для осуществления реакц-и в отсутствие катализатора, В результате общее число активных молекул возрастает и скорость реакц-и увеличивается. Если применить у-е Арсениуса к обычным реакциям и с применением кат-ра то отношение скор-й

lgv_кат/v=(E_акт-E^кат_акт)*10³/2.3RT

Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов.

Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств (коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворенного в-ва и от количества раств-ля. Некоторые коллигативные свойства растворов используются для определений молекулярной массы растворенного в-ва. Зависимость этих свойств от концентрации выражается уравнениями:

1. Понижение давления пара раств-ля над раствором, Δ р (з а к о н Р а у л я) p₁=N₁p₀; Δ p=p_o-p₁=N₂p₀=p₀n₂/n₁+n₂ р-парциальное давление насыщенного пара раств-ля над раствором; Ро-давление насыщенного пара над чистым растворителем; N1- мольная доля раств-ля; N2-мольная доли растворенного в-ва; n1-количество раств-ля n2-количество растворенного в-ва.

2. Понижение темп-ры кристаллизации раст-ра, Δ t_крист=Km К-криоскопическая постоянная раств-ля; m- мо-ляльная концентрация растворенного в-ва

3. Повышение темп-ры кипения раствора,

Δ t_кип=Еm Е - эбуллиоскопическая постоянная раств-ля.

4. Осмотическое давление, Р=CмRT кПа См - молярная концентрация; R-8, 31 Дж/(моль^-1К^-1); Т - температура, К.

Осмос-явл.односторонней диффузии. Закон Вантгоффа вел-на осмат давления разбавл. р-ра численно = тому давлению которое производило бы данное кол-во раствор-го в-ва находясь в газообразном сост.и занимала обьём р-ра при данной t. У-е Менделеева-Клайперона PV=m_BRT/M_B|P= m_BRT/M_BV|π =C_BRT|C_B=m_B/M_BV_р-ра м/л

Зависимость скорости от концентрации реагир-щих в-в. Константа скорости реакц-и первого порядка.

Скорость реакц-и зависит от природы реагир-щих в-в, их конц-ции, темп-ры и от катализ-ов. В тех случаях, когда для протекания реакц-и необходимо столкновение двух реагир-щих частиц (молекул, атомов), зависимость скорости реакц-и от конц-ций определяется законом действия масс: при постоянной темп-ре скорость хим-кой реакц-и прямо пропорциональна произведению конц-ций реагир-щих в-в А+В₂ à АВ₂ v=k[A][B₂] [А] и [В₂]-концентрации вступающих я реакцию в-в, а коэффициент пропорциональности k- константа скорости реакц-и, значение которого зависит от природы реагир-щих в-в

nA+mBó qD|Vß =k₁C_AⁿC_B^m|Và =k₂C_D^q

Для установл.физ.смысла k=1.Скорость хим.реак-ции оценивается чурез константу.Реакции 1 порядка A+Bó C

k_T=(1/τ )ln(a/a-x) - константа скорости реакции первого порядка.τ -продолжительность разложения в-ва а-объем в-ва, выделившийся при разложении x1 и x2 - объемы в-ва выделившийся за t при темп-ре T1 и T2 К соответственно.

Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.

Зависимость скорости реакц-и (или константы скорости реакц-и)от темп-ры может быть выражена уравнением: v_t+10/v_t= k_t+10/k_t=γ v_t и k_t- скорость и константа скорости реакц-и при темп-ре t°C; v_t+10 и k_t+10 - те же величины при темп-ре t+10°С; v-темп-рный коэффициент скорости реакц-и, значение которого для большинства реакций лежит в пределах 2-4 (правило Вант-Гоффа). В общем случае, если темп-ра изменилась на Δ t°С, последнее уравнение преобразуется к виду: v_{t+Δ t}/v_t= k_{t+Δ t}/k_t=γ ^{Δ t/10}

Пример γ =2, 8 Δ t=55С//v1/v2=2.8^55/10=287 v ув в 287 раз

скорость хим-кой реакц-и сильно возрастает при повышении темп-ры. Это связано с тем, что элементарный акт хим-кой реакц-и протекает не при всяком столкновении реагир-щих молекул: реагируют только те молекулы (активные молекулы), которые обладают достаточной энергий, чтобы разорвать или ослабить связи в исходных частицах и тем самым создать возможность образования новых молекул. Поэтому каждая реакция характеризуется определенным энергетическим барьером; для его преодоления необходима энергия активации -некоторая избыточная энергия (по сравнению со средней энергией молекул при данной темп-ре), которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение было эффективным, т. е. привело бы к образованию нового в-ва. С ростом темп-ры число активных молекул быстро увеличивается, что и приводит к резкому возрастанию скорости реакц-и.

Зависимость константы скорости реакц-и k от энергии активации (Eа, Дж/моль) выражается уравнением Аррениуса: k= Ae^-Ea/RT Как следует из уравнения Аррениуеа, константа скорости реакц-и тем больше, чем меньше энергия активации.

4.Скорость химических реакций в гетерогенных системах. Катализ.++

Скорость гетерогенной хим-кой реакц-и измеряется кол-вом в-ва, вступающего в реакцию или, образующегося в результате реакц-и на единицу площади, поверхности раздела фаз(cред). Скорость гетерогенной реакц-и зависит от конц-ции и поверх-ти реаг в-в.

При гетерогенных реакциях концентрации в-в, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакц-и и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс. Катализ- это изменение термодинамимч-х возможностей реакции(Δ rG< 0)за счёт спец в-ва.

Гомогенный катализ-когда реаг-е в-ва и кат-тор нах-ся в одинаковом агрегатном сост-и

A+B^Кà AB/ [A+K]+Bà AB+K/2SO₂+O₂ó 2SO₃+H₂O

Гетерогенный катализ-когда реаг-е в-ва и кат-тор нах-ся в разных агрегатных сост-ях 2SO₂+O₂ ^кó 2SO₃

Скорость хим-кой реакц-и возрастает в присутствии катализатора..Действие катализатора объясняется тем, что при его участии возникают нестойкие промежуточные соединения, распад которых приводит к образованию продуктов реакц-и. При этом энергия активации реакц-и понижается и активными становятся некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для осуществления реакц-и в отсутствие катализатора, В результате общее число активных молекул возрастает и скорость реакц-и увеличивается. Если применить у-е Арсениуса к обычным реакциям и с применением кат-ра то отношение скор-й

lgv_кат/v=(E_акт-E^кат_акт)*10³/2.3RT

12Следующая ⇒

Поделиться: