2.Энергия активации. Энтропия активации

Проц хим р-ции сводится к хим взаимодейств, при таком взаимодействии реагир ч-цы приближаются друг к другу на раст при котором станов возможн проц перераспределения электронной плотности и возникновение новых хим связей рассм м-л.

Сталкивающиеся ч-цы д-ны обладать избыточн энергией для преодоления сил отталкивания, действ при перераспределении электрон плотности, преодол энергетич барьера этих ч-ц, такие ч-цы наз активными. Энергия необходимая для преодоления сил отталкивания вз-ющих между собой электронных плотностей наз энергией активации, а м-лы наз активными.

При хим вз-вии м-лы р-ренных в-в нахадятся в беспрерывном движении, кинетич энергия м-л, колич м-л, обладающих той или иной энергией определяется з-ном Максвела-Больцмана (з-н распределения м-л по скоростям и энергии) Согласно з-ну только столкновение м-л, обладающих энергией равной или больше энергии активации эффективно и ведет к хим превращениям.

Зависимость скорсти хим р-ции от температуры от100⁰ и выше определяется уравнением Аррениуса.

В соответствии с этим ур-нием: ln k=b-A/T –b,A-пост велечины их опред эксперементально ln k₁=b-A/T₁; ln k₂=b-A/T₂, таким образом эксперементально определ константа скорости для 2 различн температур,

Объед 2 ур-ния и находят значение А: ln k₂-ln k₁= -A/T₂+A/T₁ ; ln k₂/k₁=A(t₂-t₁)/T₂-T₁ ; A=t₁-t₂/T₂-T₁, Где А тесно связана с энергией активации.

Эксперементальные данные показывают, что общее число столкновений при повышении температуры на 10⁰ увеличивается лишь на 1-2 %, это значит, что объяснить резкое увелечение скорости хим р-ции при увелечении температуры невозможно. Расчеты по ур-ниям максвела-Больцмана показ что при повыш температуры резко увеличивается число активн м-л( т.е. м-л обладающ эффективн энергией активации); по указанной велечине опред константу скорости при любой температуре, а затем скорость при измен температуры.

3.Факторы, влияющие на скорость гомо- и гетерогенных химических реакций. Катализ.

Хим р-ции протекают с различными скоростями.Некоторые из них заканчиваются полностью за доли секунды, другие осуществляются за минуты, часы, дни. Кроме того одна и таже р-ция может в одних усл протекать быстро , а в других-медленно, при этом различие в скорсти одной и тойже р-ции может быть очень большим. Р-ции термодинамичеси разрешимы, а кинетически могут не протекать . Это положение указывает на то , что на пути р-ции стоят какие-то препятствия.

В целом любую р-цию можно представить : исходн прод- промежут прод-прод р-ций. Отдельные стадии могут идти с трудом, что обусловл медленное протекан р-ции в целом. Образов пром прод может быть связано с повышением энергии Гиббса, создание барьера на пути исх реагентов к прод р-ции.

Выяыление сущности среднего звена раскрывает механизм р-ции , позволяет сознательно влиять на скорость проц путем изменен его режима. Скорость р-ции определяется как числ эл-та акт-ов вз-х в ед. времени. По мере взаимодействия в-в концентрация их непрерывно меняется, поэтому часто в р-циях пользуются мгновенными концентрациями. Скорость хим р-ций разл=ся в огромн пределах (самые быстрые р-ции в живых орг-мах). Необходимо отметить –некоторые р-ции начинаются бурно а затем замедляются, а некоторые наоборот.

На скорость р-ции влияют многие факторы: концентрация, давление, температура, катализаторы, природа реагир в-в. Завис скорости хим р-ций от реагир в-в след отнести к какому нибудь моменту времени. Если в р-ции все атомы или м-лы сталкиваются одновременно и участв в акте хим превращ , то скорость хим р-ций пропорциональна произведен концентр реаг в-в возведенных их в степень их стеохим коэфициента. При пост температыре скорость хим р-ции пропорциональна произведению концентраций реагир в-в, причем каждая концентрация входит в произведение в степени, равной коэфициенту стоящему перед формулой данного в-ва в ур-нии р-ции. В-ва не расходующиеся в проц р-ций, но влияющ на ее скорость наз катализатором.

Р-ции протекающие под действием ктализаторов наз каталитические. В присутствии катализатора р-ция проходит быстрее через другие промежуточн стадии чем без него причем эти стадии энергетически более доступны. Различают гомо и гетерогенный катализ.

В случ гомогенного катал катализатор и реагир в-ва образуют одну фазу. В случ гетерогенного катализа катализатор нпходится в системе в виде самостоятельной фазы. Очень большую роль играет катализ в биологич системах. Катализаторы, наз в этом случ ферментами, представляют собой простые или сложные белки.

Один из типов хим р-ций-р-ции ионного обмена.

Р-ции ионного обмена проходят до конца, т е необратимы, если в результате образуется

1) труднор-римый соед

2)газообр прод

3) слабый электролит

4)компл соед.

Экспер данные показывают, что б-во хим р-ций не протекают до конца.

Р-ции котрые могут одновременно протекать в 2 взаимно противоположные направления. Наз обратимыми ( р-ции взаимодейств. Н₂+I_2; v₁=k_1*CH₂*CI₂; v₂=k_2*C²HI). По мере протекан р-ции скорость прямой р-ции непрерывно уменьшается, а скорость обратной р-ции непрерывно увеличивается. В какой то промежуток времени скор прям и скор обратн р-ции станут равными.

Сост системы, когда в ней протекают две противоположно направленных хим проц с одинак скор наз состоянием хим равновесия.

Сост хим равновесия – динамич проц.( v₁₌v₂; k_1*СH₂*CI₂=K_2*C²HI). Величина, характеризующая сост динамич равновес и отражающее соотношен сост комп обратим р-ции наз констант равновес

( K_рав=K₁*c²HI*/k₂*CH₂*CI₂ ).Общее ур-ние k_рав имеет след знач: аА+вВ+… сС+dD+…; k_рав = [С^с *D^d]/[A^а *В^в]

Для взаимодейст между газообр в-ми пользуются равновесн парциальн давл – давл насыщ пара при данной температ.Сост равновесия х-теризует тот придел, до которого в данных усл р-ция протекает самопроизвольно. Если в сист наступило хим равнов, то изм энергии Гиббса не происходит. Необходимо различать ложное и истинное равн . К сост хим р-сия можно подойти с 2 сторон, это значит что соотношение между равновесными концентр не зависят от того какие в-ва берутся в кач-ве исходных. Сост хим равн зависит от ряда факторов:t,p,c компонентов. Изменение хотя бы одного из них приводит к смещению равн.

1)изм t: в экзотерм р-циях (H<0) с рост t хим равн смещ в стор исходн в-в; в эндотерм р-циях хим равн с увелич t смещается в сторону прод р-ции.

2) изм p: хим равн всегда смещается в стор прод р-ции с уменьшением объема, это значит, что с повышением p хим равн всегда смещается в сторону уменьшения.

3) изм конц: увеличение конц реагир в-в всегда смещается хим равн в сторону продукт р-ции

З-номерности, котор явл в рассм пример, предст собой част случ общ принципа, определяющего влияние разл ф-ров на равновесие сист. Этот принцип, известн под назв принципа Ле-Шателье: Если на сист, находящуюся в равновес оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней проц равновесия сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

При введении в систему одного из в-в, участвующих в р-ции, равновесие смещается в сторону, расхода этого в-ва. Принцип Ле-шателье распространяется не только на хим, но и разл физ-хим равновесия.

Литература:

1. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия / Н.С.Ахметов. – 3-е изд. – М.: Высшая школа, 2000. – 743с.

2. Т.Браун. Химия – в центре наук / Браун.Т, Лемей Г.Ю. – М.: Мир, 1983. – тт. 1–2.

3. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия / М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. – М.: Высшая школа, 2002.

4. Коровин Н.В. Общая химия / Н.В.Коровин. – М.: Высшая школа, 2006. – 557 с.

5. Кузьменко Н.Е. Краткий курс химии / Н.Е. Кузьменко, В.В Еремин, В.А. Попков. – М.: Высшая школа , 2002. – 415 с.

6.Зайцев, О.С. Общая химия. Строение веществ и химические реакции / О.С.Зайцев. – М.: Химия, 1990.

2. Карапетьянц, М.Х. Строение вещества / М.Х. Карапетьянц, С.И.Дракин. – М.: Высшая школа, 1981.

3. Угай, Я.А. Общая и неорганическая химия / Я.А.Угай. – М.: Высшая школа, 1997.