Главная страница Случайная страница
Разделы сайта
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника
Зависимость скорости реакции от концентрации
|
|
Раздел 5. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И КАТАЛИЗ
Далеко не всегда термодинамически возможные реакции осуществляются в действительности. Это связано с тем, что в термодинамике нет параметра времени, поэтому она не дает ответ, как скоро наступит данное состояние. Определение условий, при которых термодинамически возможные реакции будут протекать с достаточной скоростью, составляет одну из основных задач химической кинетики. В кинетике вводится фактор времени, который в термодинамике не рассматривается.
Химическая кинетика - это учение о закономерности протекания химического процесса во времени или учение о механизмах и скорости протекания химических реакций.
Совокупность стадий, из которых складывается химическая реакция, называется механизмом или схемой химической реакции.
Скорость химической реакции
Под скоростью химической реакции понимают изменение числа молей реагирующих веществ в единицу времени в единице объема.
Различают скорость среднюю (W ср) и истинную (W).
Средняя скорость - изменение концентрации реагирующих веществ за данный промежуток времени:
Wср = ± (n2 – n1) / V(t2 - t1) = ± Dn / V Δ t = ± Δ с / Δ t.
Отношение Δ с/Δ t может быть как положительным, так и отрицательным. Скорость можно измерить, следя за уменьшением концентрации исходного соединения, тогда перед отношением ставим знак минус, так как скорость всегда величина положительная. Если скорость выражать через концентрацию получающего вещества, то знак плюс:
А → В
- Δ сА/ Δ t= + Δ сВ/Δ t.
Можно относить изменение концентрации к бесконечно малому промежутку времени (t2-t1→ 0), определяя истинную скорость реакции в данный момент как производную от концентрации по времени (W = ±dс/dt).
- dсА/dt = + dсВ/dt
Зависимость скорости реакции от концентрации
Основным постулатом химической кинетики является закон действующих масс, установленный Гульдбергом и Ваге. Рассмотрим химическую реакцию:
m1A + m2B → m3C + m4D.
Уравнение, описывающее зависимость скорости химической реакции от концентрации компонентов реакционной смеси, называется кинетическим уравнением химической реакции.
Кинетическое уравнение рассматриваемой реакции:
W = kс А m1´ с B m2 ,
где k - коэффициент пропорциональности (константа скорости).
Закон действующих масс: скорость химической реакции в каждый момент времени прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ к данному моменту времени в степенях, отвечающих стехиометрическим коэффициентам реакции (в простейшем случае).
В большинстве случаев рассчитывают не скорость, а константу скорости. Если сА = сВ = 1 моль/л, то W = k.
Физический смысл константы скорости: константа скорости химической реакции численно равна скорости реакции при условии, что концентрации реагирующих веществ постоянны и равны единице. Константа скорости не зависит от концентрации, зависит от температуры, природы растворителя и от присутствия катализатора.
Все реакции являются кинетически двусторонними или кинетически обратимыми. Химическая реакция обратима, когда продукты реакции могут взаимодействовать между собой, образуя исходные вещества. Практически же обратная реакция может быть настолько медленной по сравнению с прямой, что с любой разумной точностью обратимостью реакции можно пренебречь и рассматривать реакцию как необратимую или одностороннюю. Строго говоря, обратимыми являются любые химические реакции:
W1
m1A4+m2B «m3C+m4D
W2
W = W1 - W2 = k1с А m1 ´ с B m2 - k2с С m3 ´ с D m4,
В момент химического равновесия u1 = u2, т.е
k1с А m1 ´ с B m2 = k2с С m3 ´ с D m4,
К = k1 / k2 = с С m3 ´ с D m4 / с А m1 ´ с B m2
где К - константа химического равновесия, равная отношению константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции.
|
|