Факторы, влияющие на скорость химических реакций

1. Природа реагирующих веществ Например: металлы магний и железо реагируют с соляной кислотой одинаковой концентрации с различной скоростью. Это связано с разной химической активностью металлов. Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

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

Влияние конц. на скорость хим. реакции выражается законом действующих масс:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. aA + bB = сС ˂=˃ V = k • [A]^a • [B]^b •.

k - Константа скорости реакции; [A] и [B] - концентрации реагирующих веществ

3. Температура Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант - Гоффа:При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза

С повышением температуры увеличивается кинетическая энергия частиц и число активных частиц возрастает, следовательно, химические реакции при высоких температурах протекают быстрее, чем при низких температурах.

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/ К) = 0,082 л атм/(моль К)];

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

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

4. Катализатор Катализаторы - это вещества, которые повышают скорость химической реакции, но сами не расходуются. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений.

Процесс, осуществляемый в присутствии катализатора назывют катализом

По агрегатному состоянию, в котором находятся катализатор и реагирующие вещества различают:

- гомогенный катализ - реагирующие вещества и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), - газ или раствор;

- гетерогенный катализ - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Протекает н поверхности катализатора.

5. Площадь соприкосновения реагирующих веществ. Для увеличения площади соприкосновения реагирующих веществ, их измельчают. Наибольшей степени измельчения достигают путем растворения веществ. Быстрее всего вещества реагируют в растворах.

Вопрос 24.

Направление протекания хим. реакции. Энергия Гиббса

Энергия Гиббса

Самопроизвольное протекание изобарно-изотермического процесса определяется двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы (ΔH), и энтропийным TΔS, обусловленным увеличением беспорядка в системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических факторов является функцией состояния системы свободной энергией Гиббса (G, кДж): ΔG = ΔH (энтальпия реакции) – TΔS(энтропийный фактор)

Итак, в химических процессах одновременно изменяются энергетический запас системы (энтальпийный фактор) и степень ее беспорядка (энтропийный фактор, не совершающая работу энергия).

Модель Энергия Гиббса.

- При ΔG < 0 реакция термодинамически разрешена и система стремится к достижению условия ΔG = 0, при котором наступает равновесное состояние обратимого процесса;

- ΔG > 0 указывает на то, что процесс термодинамически запрещен

- Если ΔH < 0 и ΔS > 0, то всегда ΔG < 0 и реакция возможна при любой температуре.

C₂H₅–O–C₂H₅+ 6O₂ = 4CO₂ + 5H₂O

- Если ΔH > 0 и ΔS < 0, то всегда ΔG > 0, и реакция с поглощением теплоты и уменьшением энтропии невозможна ни при каких условиях.

- Если ΔH < 0 и ΔS < 0, то ΔG > 0, ΔG < 0

N₂ + 3H₂ = 2NH₃ (возможна при низкой температуре)

- Если ΔH > 0 и ΔS > 0, тоΔG > 0, ΔG < 0

N₂O₄(г) = 2NO₂(г) (возможна при высокой температуре).

Для оценки знака ΔG реакции важно знать величины ΔH и ΔS наиболее типичных процессов. ΔH образования сложных веществ и ΔH реакции лежат в пределах 80–800 кДж∙. Энтальпия реакции сгорания всегда отрицательна и составляет тысячи кДж∙. Энтальпии фазовых переходов обычно меньше энтальпий образования и химической реакции Δ – десятки кДж∙, Δ и Δ равны 5–25 кДж∙. Зависимость ΔH от температуры выражается соотношением ΔH T = ΔH ° + ΔC p · ΔT, где ΔC p – изменение теплоемкости системы. Если в интервале температур 298 К – Т реагенты не претерпевают фазовых превращений, то ΔC p = 0, и для расчетов можно пользоваться значениями ΔH °.

Энтропия индивидуальных веществ всегда больше нуля и составляет от десятков до сотен Дж∙моль –1K. Знак ΔG определяет направление реального процесса. Однако для оценки осуществимости процесса обычно пользуются значениями стандартной энергии Гиббса ΔG.

 

Вопрос 33

Основные положения ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ.

Растворы всех веществ можно разделить на две группы:

- электролиты –это вещ-ва растворы и расплавы которых проводят электрический ток (это вещ-ва с ковалентной полярной и ионной связью – соли, щелочи, кислоты)

- неэлектролиты -проводниками не являются. (О₂, азот, Н₂, металл бензол, глюкоза, сахароза)

Электролитическая диссоациация -это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении.

Теорию электролитической диссоциации создал в 1887 г. шведский химик Аррениус.

1. В растворе или расплаве электролиты диссоциируют на (+)катионы и (-) анионы

2. В электрическом поле ионы принимают направленное движение, катионы двигаются к катоду, а анионы — к аноду;

3. Процесс диссоциации – обратим

4. Диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато. Ba(OH)₂ ˂—˃BaOH⁺+OH^- H₂SO₄ ˂—˃ H⁺ + HSO₄^-

BaOH˂—˃ Ba²⁺+ OH^- HSO₄˂—˃ H⁺ + SO₄^2-

Соли диссоциируют сразу, а не ступенчато NaHCO₃˂—˃Na+ + HCO₃^-

5. Суммарный заряд всех катионов равен суммарному заряду всех анионов;

Вопрос 34