Контрольная работа

По химии

Скорость химических реакций. Катализ и химическое равновесие

Цель работы

1) ознакомление с основными закономерностями протекания химических реакций и факторами, влияющими на скорость реакции;

2) ознакомление с катализаторами, химическим равновесием и факторами, влияющими на химическое равновесие.

 

Теоретическая часть

І. Скоростью реакции называется число актов химического взаимодействия, происходящих в единицу времени в единице объёма при гомогенных процессах или на единице поверхности при гетерогенных процессах.

О средней скорости химической реакции судят по изменению молярной концентрации реагирующих веществ за определённый интервал времени:

,

где  - средняя скорость химической реакции; c1 – молярная концентрация вещества в момент τ1, c2 – молярная концентрация вещества в момент τ2. Истинной скоростью химической реакции в данный момент называется первая производная концентрации по времени:

.

В гомогенной системе скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, наличия катализатора, присутствия примесей и природы растворителя.

В гетерогенной системе взаимодействие осуществляется на поверхности раздела реагирующих веществ, поэтому зависит от диффузии вещества к поверхности (диффузионный режим), а если диффузия не влияет на скорость реакции (кинетический режим), то при прочих равных условиях увеличение поверхности раздела повышает скорость гетерогенной химической реакции.

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действующих масс (закон Гульдберга-Вааге):

если химическая реакция идёт в соответствии со стехиометрическим уравнением, то скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции записанной в общем виде, т.е.: nA+mB→qR+pD,

скорость реакции в соответствии с законом действующих масс выразится следующим образом:

(1): .

Здесь [A] и [B] – молярные концентрации реагирующих веществ в данный момент времени;

n и m - стехиометрические коэффициенты при реагирующих веществах. Например, для реакции:

прямая и обратная скорости:

На практике приходится иметь дело со сложными процессами, состоящими не из одной, а из множества простых стадий, называемых элементарными актами, для каждой из которых можно записать своё выражение для скорости на основании закона действующих масс. В таком случае число молекул, участвующих в элементарном акте, определяет молекулярность взаимодействия. Для приведённого выше примера прямая реакция тримолекулярна, а обратная бимолекулярна.

В большинстве случаев показатели степени при концентрациях в уравнении закона действующих масс отличаются от числа молекул в уравнении реакции. Это происходит оттого, что уравнение реакции отражает лишь общий итог процесса. Показатели m и n в математическом уравнении (1) называют в таком случае порядком реакции по каждому из реагирующих веществ A или B, а их сумму (m+n) – общим порядком реакции. В каждом конкретном процессе в зависимости от условий может быть различный порядок реакции.

Коэффициент k называется константой скорости реакции и зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора. ............