Архитектура Аудит Военная наука Иностранные языки Медицина Металлургия Метрология
Образование Политология Производство Психология Стандартизация Технологии


Зависимость скорости химической реакции от температуры



Зависимость скорости химической реакции от температурыопределяется правилом Вант-Гоффа и уравнением Аррениуса.

Правило Вант-Гоффа: при увеличении температуры на каждые 100 скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза.

Математически это запишется следующим образом:

(7)

где: Vt и kt – скорость и константа скорости химической реакции при температуре t; Vt+10 и kt+10 – скорость и константа скорости химической реакции при температуре t+10; g – температурный коэффициент скорости химической реакции, показывающий во сколько раз увеличивается скорость реакции при увеличении температуры на 10 градусов; для большинства реакций значения g = 2 ÷ 4.

В общем случае, когда температура процесса изменилась на Dt, уравнение (7) можно преобразовать к виду

. (8)

Уравнение Аррениуса. Уравнения (7) и (8) лишь приближенно оценивают зависимости V = f(t) и k = f(t). Функциональная зависимость константы скорости химической реакции (скорости химической реакции) от температуры была установлена шведским ученым Св. Аррениусом (1889 г.). Она выражается уравнением, названным в его честь уравнением Аррениуса:

k = A e-Ea/RT, (9)

где: А – предэкспоненциальный множитель; ЕА – энергия активации химической реакции.

А и ЕА являются важными характеристиками каждой химической реакции. Выясним физический смысл этих величин.

Предэкспоненциальный множитель

А = р·z, (10)

где z – число соударений молекул реагирующих веществ в единице объема за единицу времени; р – стерический (вероятностный) фактор, учитывает влияние пространственной ориентации молекул на скорость реакции (или константу скорости). Значения р = 10-9 ÷ 1. Малые значения р отвечают реакциям между сложными по своей структуре органическими соединениями.

Энергия активации химической реакции. Не все сталкивающиеся молекулы взаимодействуют с образованием продуктов реакции, а только те активные молекулы, которые обладают достаточной энергией, чтобы разорвать или ослабить связи в исходных молекулах, создав возможность образования новых молекул.

Например, при химическом взаимодействии: H2 + I2 = 2HI должны разорваться связи Н-Н и I-I и образоваться связи Н- I. В некоторый момент времени возникает переходное состояние, когда одни связи не полностью разорвались, а другие уже начали формироваться. Такой нестабильный ассоциат называется активным (активированным) комплексом. Его образование можно представить следующей схемой:

Н I Н · · · I Н-I

| + | → ∶ ∶ →

Н I H · · · I Н-I

Исходные вещества Активный комплекс Продукты реакции

Для образования активного комплекса нужно преодолеть некоторый энергетический барьер, затратив энергию ЕА. Эта энергия и есть энергия активации – некоторая избыточная энергия, по сравнению со средней при данной температуре энергией, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновения были эффективными.

В общем случае для химической реакции А + В = С +Д переход от исходных веществ А и В к продуктам реакции С и Д через состояние активного комплекса А + В = А¼ В = С + D схематически можно представить в виде энергетических диаграмм (рис. 6.2).

 
 

Энергия активации ЕА – один из основных параметров, который характеризует скорость химического взаимодействия. Она зависит от природы реагирующих веществ. Чем больше ЕА, тем меньше (при прочих равных условиях) скорость реакции. При повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции.

Обычно реакции между веществами с прочными ковалентными связями характеризуются большими значениями ЕА и идут медленно, например:

а) взаимодействия между органическими веществами   Скорость этих процессов при стандартных условиях близка к нулю
б) H2 + 1/2О2 = H2О
в) N2 + 3H2 = 2NH3

Низкими значениями ЕА и очень большими скоростями характеризуются ионные взаимодействия в растворах электролитов. Например:

Ca+2 + SO = CaSO4.

Объясняется это тем, что разноименно заряженные ионы притягиваются друг к другу и не требуется затрат энергии на преодоление сил отталкивания взаимодействующих частиц.

Влияние катализатора

Изменение скорости реакции под воздействием малых добавок особых веществ, количество которых в ходе процесса не меняется, называется катализом.

Вещества, изменяющие скорость химической реакции, называются катализаторами (вещества, изменяющие скорость химических процессов в живых организмах – ферменты). Катализатор в реакциях не расходуется и в состав конечных продуктов не входит.

Химические реакции, протекающие в присутствии катализатора, называются каталитическими. Различают положительный катализ – в присутствии катализатора скорость химической реакции возрастает - и отрицательный катализ (ингибирование) – в присутствии катализатора (ингибитора) скорость химической реакции замедляется.

Примеры:

1. Окисление сернистого ангидрида в присутствии платинового катализатора:

Pt

2SO2 + O2 = 2SO3 – положительный катализ.

2. Замедление процесса образования хлороводорода в присутствии кислорода:

О2

H2 + Cl2 = 2HCl – отрицательный катализ.

Различают: а) гомогенный катализ – реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему; б) гетерогенный катализ – реагирующие вещества и катализатор образуют систему из разных фаз.

Механизм действия катализатора. Механизм действия положительных катализаторов сводится к уменьшению энергии активации реакции. При этом образуется активный комплекс с более низким уровнем энергии и скорость химической реакции сильно возрастает. На рис. 6.3 представлена энергетическая диаграмма химической реакции, протекающей в отсутствие (1) и в присутствии (2) катализатора.

Если медленно протекающую реакцию А + В = АВ вести в присутствии катализатора К, то катализатор вступает в химическое взаимодействие с одним из исходных веществ, образуя непрочное промежуточное соединение: А + К = АК.

Энергия активации этого процесса мала. Промежуточное соединение АК – реакционноспособно, оно реагирует с другим исходным веществом, при этом катализатор высвобождается и выходит из зоны реакции:

 
 

АК +В = АВ + К.

Суммируя оба процесса, получаем уравнение быстро протекающей реакции: А + В + (К) = АВ + (К).

Пример. Окисление сернистого ангидрида с участием катализатора NO: 2SO2 + O2 = 2SO3 – медленная реакция;

При введении катализатора – NO – образуется промежуточное соединение: 2NO + O2 = 2NO2.

Далее: SO2 + NO2 = SO3 + NO – быстрая реакция.

В гетерогенном катализе ускоряющее действие связано с адсорбцией. Адсорбция – явление поглощения газов, паров, растворенных веществ поверхностью твердого тела. Поверхность катализатора неоднородна. На ней имеются так называемые активные центры, на которых происходит адсорбция реагирующих веществ, что увеличивает их концентрацию.

Есть и такие вещества, которые усиливают действие катализатора, хотя сами катализаторами не являются. Эти вещества называются промоторами.

 


ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ


Поделиться:



Последнее изменение этой страницы: 2017-05-05; Просмотров: 367; Нарушение авторского права страницы


lektsia.com 2007 - 2024 год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! (0.023 с.)
Главная | Случайная страница | Обратная связь