3.Гетерогенная реакция, ее стадии. Кинетическое уравнение гетерогенной реакции. (пример).

Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз, например твердой и жидкой, твердой и газообразной.

Стадии:

1. Диффузия реагентов к границе раздела фаз.

2. Адсорбция частей реагентов не поверхности раздела (молекула на поверхности не равна молекуле в объеме).

3. Химическое превращение адсорбированных частиц.

4. Десорбция образовавшихся продуктов.

5. Д иффузия продуктов абсорбции

Стадии 1 и 5 называются диффузионными.

Стадии 2, 3,4 – кинетическими.

Кинетическое уравнение гетерогенной реакции:

,

Например:

4.Завасимость скорости реакции от температуры. Правило Ван-Гоффа.

Правило Вант-Гоффа:

С повышением температуры скорость реакции увеличивается. Зависимость скорости реакции от температуры приближенно описывается эмпирическим правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10° скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

Математическое выражение правила Вант-Гоффа:

а при условии, что концентрации всех реагирующих веществ равны 1 моль/л:

где , и , - соответственно скорости и константы скоростей реакции при температурах и .

Температура может быть выражена как в °С, так и в К, так как изменение температуры не зависит от единиц измерения ( ).

- температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры на 10 градусов:

(1)

Поскольку при концентрациях реагирующих веществ 1 моль/л скорость химической реакции численно равна константе скорости , то

Учитывая тот факт, что скорость реакции обратно пропорциональна времени ее протекания из уравнения (1), при получаем

Используя уравнения, можно рассчитать:

константу скорости (или скорость) реакции при заданной температуре, если известны значения этих величин при двух других температурах;

на сколько градусов надо повысить (или понизить) температуру реакции, чтобы скорость ее увеличилась (или уменьшилась) в N раз;

при какой температуре следует проводить реакцию, чтобы она закончилась за определенное время, если известны температурный коэффициент реакции и скорость ее при любой температуре;

температурный коэффициент реакции и т. д.

5.Понятие энергии активации. Распределение Максвелла – Больцмана. Уравнение Аррениуса. Предэкспоненциальный множитель. Энергетическая диаграмма химической реакции.

Уравнение Аррениуса

Более точно зависимость константы скорости реакции от температуры описывается уравнением Аррениуса:

,

Если при изменении температуры концентрация реагентов остается постоянной, то зависимость скорости реакции от температуры описывается уравнением:

, где

- основание натурального логарифма;

- энергия активации реакции, Дж/моль;

- универсальная газовая постоянная, Дж/моль·К;

- температура, К;

- предэкспоненциальный множитель;

при .

Энергия активации – это минимальная дополнительная или избыточная энергия по сравнению со средней энергией реагирующих частиц, которой должны обладать соударяющиеся частицы, чтобы вступить в реакцию. Частицы, обладающие такой энергией, называются активными. Энергия активации процесса зависит от природы реагирующих веществ. Значения энергии активации для химических реакций могут составлять от 40 до 200 кДж/моль.

Энергия активации (Е_а)показывает, какую минимальную энергию(в расчете на 1 моль) должны иметь частицы, чтобы они могли вступить в реакцию.

- если Е_а < 40 кДж/моль, то значительная часть столкновений молекул приводит к реакции и скорость велика.

-если 40 < Е_а < 120 кДж/моль скорость удобно меняется.

-если Е_а > 180 кДж/моль , то реакция идет очень медленно.

Концентрация Аррениуса иллюстрирует энергетическая диаграмма

Обратной эндотермической реакции:

H₂(_Г)+J₂(_Г) 2HJ; ∆H⁰_p(T) = 54 кДж.

Распределение Максвелла – Больцмана:

В обычных условиях только часть молекул обладает достаточной энергией, чтобы преодолеть порог. С ростом температуры таких молекул становится больше и скорость реакции возрастает. Известно, что молекулы газа при данной температуре обладают разной кинетической энергией, описываемой распределением Максвелла-Больцмана|:

N _акт = N_общ*

Предэкспоненциальный множитель:

Из уравнения Аррениуса следует, что k =k₀ при Е_а = 0. Можно было бы предположить, что при этом условии каждое столкновение частиц приводит к химической реакции. Кинетическая теория газов позволяет рассчитать число столкновений частиц в единицу времени (z). Как показывает опыт, не каждое столкновение даже активных молекул приводит к реакции. Необходимо еще одно условие протекания реакции – определенная ориентация молекул, благоприятствующая перераспределению электронной плотности. Поэтому предэкспоненциальный множитель k₀ включает в себя фактор ориентации молекул (вероятностный фактор) Р_ор :

k₀ = z *Р_ор

Вероятностный фактор уменьшается с ростом числа и сложности реагирующих частиц от доли единицы до 10_-9.

Таким образом, предэкспоненциальный множитель отражает частоту столкновения и ориентацию реагирующих частиц.

Энергетическая диаграмма химической реакции:

Энергетическая диаграмма для реакции образования продукта АВ из исходных веществ А и В. Если энергия столкновения молекул А и В больше или равна энергии активации Е_а, то энергетический барьер преодолевается, и происходит перемещение вдоль координаты реакции r от исходных веществ к продукту. Иначе имеет место упругое столкновение молекул А и В. Вершина энергетического барьера соответствует переходному состоянию (активированному комплексу), в котором связь А–В образовалась частично.

6. Активированный комплекс, его свойства. (пример)

Реакция начинается только между теми частицами, которые обладают повышенной энергией. Такие частицы при столкновении образуют сначала так называемый активированный комплекс (АК). Затем активированный ' комплекс разрушается с образованием продуктов реакции. Образование АК энергетически более выгодна, чем развал всех молекул на атомы и затем образование новых связей. . Свойства АК:,

1)АК не является химическим соединением.

2)АК существует очень короткое время.

3)Для обратимой реакция АК один и тот же для прямой и

обратной реакции.

4) Е_а реакции равна энергии образования АК.

В реакции Н2 + J2 активированным комплексом является плоский димер H2*J2в котором все связи удлинены по сравнению с молекулами исходных веществ. В обратимых реакциях энергии активации различны для прямой и обратной реакций. Разница между энергиями активации прямой и обратной реакций равна энтальпии реакции ( Н0(Т)), Частицы с энергией больше или равной Еа называются активными.