Влияние катализатора на скорость химических реакций. Что такое катализатор

Влияние катализатора на скорость химических реакций

Влияние катализатора на скорость химических реакций. Что такое катализатор

Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами.

Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ называется катализом. Реакции, протекающие под действием катализаторов, называются каталитическими.

В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции. В присутствии ката­лизатора реакция проходит через другие промежуточные стадии, чем без него, причем эти стадии энергетически более доступны.

Иначе говоря, в присутствии катализатора возникают другие активированные комплексы, причем для их образования требуется меньше энергии, чем для образования активированных комплексов, возникающих без катализатора.

Таким образом, энергия активации резко понижается: некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для активных столкновений, теперь оказываются активными.

Для ряда реакций промежуточные соединения изучены; как правило, они представляют собою весьма активные нестойкие продукты.

Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. Катализ можно представить следующим образом:

А + К = А…К

А…К + В = АВ + К,

где А…К – промежуточное активированное соединение.

Рисунок 13.5 – Изображение реакционного пути некаталитической A + B → AB реакции (кривая 1) и гомогенной каталитической реакции (кривая 2).

В химической промышленности катализаторы применяются весьма широко. Под влиянием катализаторов реакции могут уско­ряться в миллионы раз и более. В некоторых случаях под действием катализаторов могут возбуждаться такие реакции, которые без них в данных условиях практически не протекают.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ.

В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор). В случае гетерогенного катализа катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы.

Примеры гомогенного катализа:

1) окисление SO2 + 1/2O2 = SO3 в присутствии NO; NO легко окисляется до NO2, а NO2 уже окисляет SO2;

2) разложение пероксида водорода в водном растворе на воду и кислород: ионы Сг2О2=7, WO2-4, МоО2-4, катализирующие разложение пероксида водорода, образуют с ним промежуточные соединения, которые далее распадаются с выделением кислорода.

Гомогенный катализ осуществляется через промежуточные реакции с катализатором, и в результате происходит замена одной реакции с высокой энергией активации несколькими, у которых энергии активации ниже, скорость их выше:

CO + 1/2O2 = CO2 (катализатор – пары воды) .

Широкое применение в химической промышленности находит гетерогенный катализ. Большая часть продукции, вырабатываемой в настоящее время этой промышленностью, получается с помощью гетерогенного катализа. При гетерогенном катализе реакция протекает на поверхности катализатора.

Отсюда следует, что активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. Для того чтобы иметь большую («развитую») поверхность, катализатор должен обладать пористой структурой или находиться в сильно раздробленном (высокодисперсном) состоянии.

При практическом применении катализатор обычно наносят на носитель, имеющий пористую структуру (пемза, асбест и др.).

Как и в случае гомогенного катализа, при гетерогенном катализе реакция протекает через активные промежуточные соединения.

Но здесь эти соединения представляют собой поверхностные соединения катализатора с реагирующими веществами.

Проходя через ряд стадий, в которых участвуют эти промежуточные соединения, реакция заканчивается образованием конечных продуктов, а катализатор в результате не расходуется.

Все каталитические гетерогенные реакции включают в себя стадии адсорбции и десорбции.

Каталитическое действие поверхности сводится к двум факторам: увеличению концентрации на границе раздела и активированию адсорбированных молекул.

Примеры гетерогенного катализа:

2H2O = 2H2O + O2 (катализатор – MnO2,) ;

Н2 + 1/2 О2 = Н2О (катализатор – платина) .

Очень большую роль играет катализ в биологических системах. Большинство химических реакций, протекающих в пищеварительной системе, в крови и в клетках животных и человека, являются каталитическими .реакциями.

Катализаторы, называемые в этом случае ферментами, представляют собою простые или слож­ные белки. Так, слюна содержит фермент птиалин, который катализирует превращение крахмала в сахар. Фермент, имеющийся в желудке, — пепсин — катализирует расщепление белков.

В организме человека находится около 30 000 различных ферментов: каждый из них служит эффективным катализатором соответствующей реакции.

Селективность действия катализатора заключается в том, что продукты реакции могут быть разными в зависимости от того, каким катализатором мы пользуемся.

Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно, добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление «отрицательного катализа»).

Источник: https://studopedia.su/2_23813_vliyanie-katalizatora-na-skorost-himicheskih-reaktsiy.html

Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Катализаторы и катализ

Влияние катализатора на скорость химических реакций. Что такое катализатор

Важнейшими факторами, влияющими на скорость химической реакции, являются концентрация реагентов, температура, энергия активации, энтропия активации и катализаторы. Остановимся на характеристике каждого из этих факторов.

Влияние концентрации.

Химические реакции можно подразделить на реакции соударения, требующие для своего осуществления столкновения двух или нескольких частиц, и реакции возбуждения, в случае которых молекула переходит в возбужденное состояние, поглощая энергию, а затем разрушается, образуя продукты реакции. Для обеих групп реакций повышение концентрации реагирующих веществ вызовет увеличение скорости реакции в результате увеличения абсолютного числа результативных столкновений или актов перехода молекул в возбужденное состояние. Количественно зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действующих масс(К. Гульдберг, П. Вааге, 1879 г.): для одностадийных реакций при постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Так, для одностадийной реакции: аА + bB = AaBb скорость реакции рассчитывается следующим образом:

υ = k·CA·CA… ·CA·CB·CB… ·CB

(а раз) (b раз)

или

υ = k ,

где С – молярные концентрации реагентов, k – коэффициент пропорциональности, который не зависит от концентрации и называется константой скорости реакции. Константа скорости зависит от природы реагирующих веществ и от температуры; она численно равна скорости реакции при концентрациях реагентов, равных единице. Например, для одностадийной реакции:

2NO + Cl2 = 2NOCl;

υ = k

Если реакция многостадийна, то закон действующих масс можно применить к каждой стадии процесса. При этом определяющее влияние на процесс будет иметь скорость самой медленной стадии. Отсюда следует, что стехиометрические коэффициенты уравнения реакции нельзя переносить в кинетическое уравнение скорости, если нет уверенности в том, что эта реакция протекает в одну стадию.

Если реакция гетерогенна, то скорость ее будет зависеть от площади поверхности соприкосновения веществ, участвующих во взаимодействии. Так, для реакции

mA(г) + nB(к) = AmBn(к);

υ ,

где SB – поверхность вещества В, соприкасающаяся с газом А. Если SB допустимо считать величиной постоянной, то уравнение закона действующих масс (кинетическое уравнение) примет следующий вид:

υ = k'

Для реакций между газообразными веществами концентрации в кинетическом уравнении могут быть заменены парциальными давлениями (p) соответствующих газов, так как давление газа прямопропорционально зависит от его концентрации. Например, для реакции, которую можно рассматривать как одностадийную:

С(графит) + СО2(г) = 2СО(г);

υ

Влияние температуры. C повышением температуры возрастает кинетическая энергия молекул. В результате увеличивается доля частиц, преодолевших энергетический барьер, определяемый энергией активации.

Отсюда следует, что с повышением температуры скорость реакции должна возрастать. Влияние температуры на скорость реакции позволяет приближенно оценить эмпирическое правило Вант-Гоффа (1884 г.

): при повышении температуры на каждые 10 ˚С скорость гомогенной реакции возрастает в одно и то же число раз. В соответствии с правилом:

,

где k1 и k2 – константы скорости реакции при температурах Т1 и Т2, γ – температурный коэффициент скорости реакции, зависящий от природы реагирующих веществ и принимающий для большинства реакций значения от двух до четырех.

Более строго температурная зависимость скорости реакции передается уравнением С. Аррениуса:

,

где А – предэкспоненциальный множитель, е – основание натурального логарифма, Еа – энергия активации процесса.

Влияние энергии активации. С увеличением энергии активации уменьшается доля частиц, преодолевающих энергетический барьер, что влечет за собой уменьшение скорости реакции.

Поскольку температура слабо влияет на энергию активации, при расчетах ее величину можно считать постоянной. Влияние энергии активации на скорость реакции весьма существенно.

Так, при стандартных условиях понижение энергии активации на 20 кДж влечет за собой увеличение константы скорости в 3000 раз, а на 100 кДж – в 3×1017 раз.

Влияние энтропии активации.

Необходимым условием осуществления химического акта для реакций столкновения является надлежащая ориентация молекул в момент столкновения, позволяющая образоваться активированному комплексу.

Например, для реакции А2 + В2 = 2АВ активированный комплекс имеет форму, представленную на рис. 16а. Столкновение, показанное на рис. 16б будет благоприятствовать протеканию реакции, а на рис. 16в – нет.

Рис. 16. Благоприятное (б) и неблагоприятное (в) столкновение при образовании

активированного комплекса (a).

Вероятность надлежащей ориентации взаимодействующих молекул характеризует энтропия активации Sa. Изменение этой характеристики в процессе реакции определяется следующим соотношением:

,

где W1 – число возможных ориентаций молекул, W2 – число ориентаций, благоприятствующих взаимодействию. Величина ΔSa входит в предэкспоненциальный множитель уравнения Аррениуса:

,

где Z – множитель, пропорциональный частоте столкновений взаимодействующих частиц при концентрациях, равных 1 моль/л. Для реакций столкновения W2 < W1 и ΔSa < 0. Для реакций возбуждения W2 = W1 и Δ Sa = 0. С учетом энтропии активации уравнение Аррениуса принимает следующий вид:

Влияние катализатора. Катализаторами называют вещества, изменяющие скорость химической реакции, но остающиеся в результате реакции химически неизмененными и в том же количестве. Изменение скорости реакции в присутствии катализатора называется катализом.

Катализаторы могут как ускорять, так и замедлять химические процессы. Катализаторы, увеличивающие скорость реакции, называются положительными, а катализаторы, уменьшающие скорость реакции – отрицательными или ингибиторами. Например, для реакции

2Н2О2 = 2Н2О + О2

положительным катализатором является диоксид марганца MnO2, а отрицательным – пирофосфат натрия Na4P2O7. Иногда катализатором является один из продуктов реакции. Такое явление называется автокатализом. Например, реакция окисления щавелевой кислоты перманганатом калия по уравнению:

2MnO + 5H2C2O4 + 6H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8Н2О

непосредственно после смешивания растворов реагентов протекает весьма медленно, однако постепенно скорость процесса возрастает, достигает максимума, а затем начинает понижаться. Это явление связано с тем, что реакцию катализируют ионы Mn2+, концентрация которых по мере протекания реакции возрастает.

По фазовому состоянию различают гомогенные и гетерогенные катализаторы. Гомогенный катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами; катализ в этом случае называют гомогенным катализом. Гетерогенный катализатор образует самостоятельную фазу.

Изменение скорости реакции под действием гетерогенного катализатора, называется гетерогенным катализом; в этом случае процесс протекает на поверхности раздела фаз. Так, для реакции разложения пероксида водорода Na4P2O7 является гомогенным катализатором, а MnO2 – гетерогенным.

Механизм действия катализаторов (как гомогенных, так и гетерогенных) сводится к тому, что катализатор изменяет энергию активации процесса, понижая ее при положительном катализе и повышая при отрицательном.

Механизм гомогенного катализа объясняет теория промежуточных соединений, согласно которой катализатор вступает во взаимодействие с одним или несколькими реагентами, образуя интермедиаты, которые затем вступают в реакцию, сопровождающуюся освобождением катализатора.

Рис. 17. Механизм гомогенного катализа.

Пусть реакция А + В = А×××В = АВ характеризуется высокой энергией активации (Еа) и протекает медленно. В присутствии катализатора K эта реакция осуществляется в две стадии:

А + К = А×××К = АК;

АК + В = А×××К×××В = АВ + К

Каждая стадия характеризуется своей энергией активации Eа΄ и Еа˝ соответственно. Если энергия активации каждой стадии меньше Еа, скорость реакции возрастет, и в системе будет иметь место положительный катализ. Путь такой реакции показан на рис. 17. Еcли катализатор поведет реакцию по пути с большей энергией активации, то скорость реакции уменьшится (отрицательный катализ или ингибирование).

Механизм действия гетерогенного катализатора более сложен и включает стадию адсорбции одного из веществ (субстрата) на активных центрах поверхности раздела фаз. При этом он определенным образом ориентируется по отношению к матрице катализатора.

После взаимодействия реагентов образуется новое вещество, размер его молекулы не соответствует размеру активного центра катализатора. В результате продукт реакции десорбируется, освобождая место для новой молекулы реагента.

Механизм действия гетерогенного катализатора реакции гидрирования этилена можно представить следующей схемой:

Вещества, усиливающие действие катализатора, называются промоторами (активаторами). Так, небольшая добавка сульфатов щелочных металлов значительно повышает активность V2O5, катализирующего окисление оксида серы(IV). В то же время незначительные примеси некоторых веществ могут снижать или полностью подавлять активность катализатора. Такие вещества называют каталитическими ядами.

Биохимические процессы немыслимы без ферментативного катализа. Ферменты (энзимы) – это катализаторы биохимических реакций. Они имеют белковую природу, содержат активные центры, зачастую включающие катион металла, и характеризуются следующими признаками:

ü высочайшей эффективностью (ускоряют реакции в миллионы раз);

ü стереоселективностью (субстрат со строго определенной геометрией молекулы укладывается в нишу с активным центром фермента по принципу ”ключ – замок”);

ü субстратной избирательностью – фермент обслуживает строго определенные классы соединений и типы реакций.

Источник: https://cyberpedia.su/10xde74.html

Скорость химических реакций. Действие катализаторов

Влияние катализатора на скорость химических реакций. Что такое катализатор

Скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице объема.

Если при постоянных объеме и температуре концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась от с1 до с2 за определенный промежуток времени от t1 до t2, то скорость химической реакции равна:

v= ­- (c2 – c1 ) / (t2 – t1 )=∆c/∆t,

Знак «-» в правой части уравнения означает: при мере протекания реакции (t2 – t1) > 0 концентрация реагирующих веществ убывает (с2 – с1 < 0), а так как скорость реакции не может быть отрицательной, перед уравнением ставится знак «-».

Концентрация выражается в моль/л, а скорость ­– моль/(л·с).

Скорость химической реакции зависит:

  1. От природы реагирующих веществ;
  2. От условий, в которых она протекает (концентрация, температура, наличие катализатора).

Природа химических реагентов оказывает ключевое влияние на скорости реакций. (Например, водород реагирует со фтором уже при комнатной температуре и очень энергично, а при взаимодействии с йодом – реакцию надо проводить при значительном нагревании).

Количественная зависимость между скоростью реакции и молярной концентрацией реагирующих веществ описывается основным законом химической кинетики – законом действующих масс.

Закон действующих масс: скорость химической реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

aA + bB +… → cC + dD +….

В соответствии с законом скорость химической реакции может быть представлена в следующем виде:

v= k[A]vA[B]vB,

где k – коэффициент, не зависящий от концентрации, называется константой скорости реакции,

vA и vB – постоянные числа – показатели порядка скорости реакции по реагентам А и В.

Сумма vA + vB = v называется суммарным (общим) порядком реакции.

Следует отметить, что показатели порядка скорости реакции vA и vB о реагентам никогда не равны стехиометрическим коэффициентам a и b (исключение может быть только в одном случае – если реакция представляет собой элементарный акт).

Для сложных реакций показатели порядка реакции не равны стехиометрическим коэффициентам и определяются только экспериментально.

Такая зависимость справедлива для газов и жидкостей (гомогенные системы). Для гетерогенной реакции (с участием твердых веществ) скорость реакции зависит еще и от величины поверхности соприкосновения между реагирующими веществами. Любое увеличение площади поверхности приводит к увеличению скорости реакции.

Влияние катализаторов на скорость химической реакции

Катализатор – вещество, изменяющее скорость химической реакции, но остающееся неизменным после того, как химическая реакция заканчивается.

Влияние катализаторов на скорости реакций называется катализом. Когда реагенты и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии, то речь идет о гомогенном катализе. При гетерогенном катализе реагенты и катализатор находятся в разных агрегатных состояниях (обычно, катализатор – в твердом, а реагенты – в жидком или газообразном).

Механизм действия катализаторов (упрощенный)

В ходе катализируемой химической реакции происходит образование промежуточных продуктов (образование связи между катализатором и реагирующим веществом).

А +В = АВ,

Реакция без катализатора идет очень медленно, а при добавлении катализатора К, о реагирует с одним из исходных веществ (например, с А), образуя очень непрочное и реакционноспособное промежуточное соединение АК:

А + К = АК,

Это промежуточное соединение реагирует с другим исходным веществом В, образуя конечный продукт АВ и катализатор выходит в первоначальном виде:

АК + В = АВ + К.

Катализатор может участвовать в реакции бесконечное число раз. Но следует учесть, что в реакциях могут присутствовать соединения, понижающие активность катализатора. Такие вещества называется каталитическими ядами, а сам процесс – отравлением.

Гомогенный катализ

2SO2 + O2= 2SO3 (1),

(А + В = АВ),

Катализатор – NO.

O2 + 2NO = 2NO2 (2),

(В + К = ВК),

2NO2 + 2SO2 = 2SO3+ 2NO (3),

(ВК + А = АВ + К).

Гетерогенный катализ

При гетерогенном катализе происходит адсорбция реагирующих веществ поверхностью катализатора (она неоднородна, и здесь расположены активные центры, под действием которых связь между атомами реагентов ослабляется, молекула деформируется, а иногда даже распадается).

2SO2 + O2 = 2SO3,

Катализатор V2O5, Pt.

SO2 + V2O5 = SO3 + 2VO2,

2VO2 + ½ O2= V2O5.

Для катализатора характерна избирательность действия (определенный катализатор для определенной реакции). Подбор оптимальных катализаторов является насущной проблемой многих производств: переработка газов, крекинг углеводородов, нефтяная промышленность, получение полимеров, каучука и т. д.

В живой природе катализаторы также играют большую роль, только называются они ферментами.

Источник: https://www.calc.ru/Skorost-Khimicheskikh-Reaktsiy-Deystviye-Katalizatorov.html

Влияние катализаторов на скорость химических реакций

Влияние катализатора на скорость химических реакций. Что такое катализатор

Катализатораминазывают вещества, способные ускорятьхимическую реакцию, при этом самикатализаторы в химической реакции нерасходуются. Установлено, что катализаторыизменяют механизм химической реакции.При этом возникают другие, новыепереходные состояния, характеризуемыеменьшей высотой энергетического барьера.Таким образом, под действием катализатораснижается

10

энергияактивации процесса (рис.3). Вступая вразличного рода взаимодействия спромежуточными частицами, катализаторыпо окончании реакции остаются в неизменном количестве.

Катализаторы оказываютдействие только на термодинамическиразрешенные реакции. Катализатор неможет вызвать реакцию, т.к. не влияет наее движущие силы. Катализатор не влияетна константу химического равновесия,т.к.

в равной степени уменьшает энергиюактивации и прямой, и обратной реакций.

Рис.3Энергетическаядиаграмма хода реакции А + В = АВ а) безкатализатора и б) в присутствиикатализатора.

Еа- энергия активации некаталитическойреакции; Еа1и Еа2-энергия активации каталитическойреакции; АК – промежуточноереакционноспособное соединениекатализатора с одним изреагентов;А…К, АК…В –активированныекомплексы каталитической реакции; А…В- активированный комплекс некаталитической реакции; ∆Екат.– снижение энергии активации подвлиянием катализатора.

11

Различаютгомогенный и гетерогенный катализ. Впервом случае катализатор находится водной фазе с реагентами, а во втором -катализатором является твердое вещество,на поверхности которого идет химическаяреакция между реагентами.

Химическое равновесие

Химическиереакции принято подразделять на обратимыеи необратимые. Необратимые химическиереакции протекают до полного расходованияхотя бы одного из исходных веществ, т.е.продукты реакции или совсем не вступаютво взаимодействие друг с другом, илиобразуют вещества, отличные от исходных.Таких реакций очень мало. Например:

2KСlO3(тв) = 2KCl(тв) +3О2(г)

Врастворах электролитов практическинеобратимыми считаются реакции, идущиес образованием осадков, газов и слабыхэлектролитов (вода, комплексныесоединения).

Большинствохимических реакций являются обратимыми,т.е. они идут как в прямом, так и в обратномнаправлении. Это становится возможным,когда энергии активации прямого иобратного процессов отличаются другот друга незначительно, а продуктыреакции способны превращаться в исходныевещества. Например, реакция синтеза HIявляется типично обратимой реакцией:

H2(г)+I2(г) ⇄2HI(г)

Закондействующих масс (выражение скоростиреакции) для прямого и обратногопроцессов соответственно будет иметьвид: =[H2] ∙ [I2];=[HI]2

Вкакой-то момент времени наступаетсостояние, когда скорости прямой иобратной реакций становятся равными=(рис.4).

12

Рис.4Изменение скоростейпрямой (иобратной (реакцийс течением времени t

Этосостояние называется химическимравновесием. Оно носит динамический(подвижный) характер и может сдвигатьсяв ту или другую сторону в зависимостиот изменения внешних условий.

Начинаяс момента равновесия, при неизменныхвнешних условиях концентрации исходныхвеществ и продуктов реакции не изменяютсяс течением времени. Концентрацииреагентов, отвечающие состояниюравновесия, называются равновесными.

Для определения равновесной концентрацииреагента необходимо из его начальнойконцентрации вычесть количествовещества, прореагировавшего к моментунаступления равновесного состояния:Сравн. = Сисх. –Спрореагир.

Количествореагентов, вступивших в реакцию иобразовавшихся из них к моменту равновесияпродуктов, пропорциональны стехиометрическимкоэффициентам в уравнении реакции.

Состояниеравновесия при неизменных внешнихусловиях может существовать скольугодно долго. В состоянии равновесия

[H2] ∙ [I2] =[[HI]2, откуда/[=[HI]2/[H2]∙ [I2] .

Припостоянной температуре константыскоростей прямого и обратного процессаявляются величинами постоянными.

13

Отношениедвух констант является также величинойпостоянной K=/и носит названиеконстанта химическогоравновесия. Она может быть выражена

либочерез концентрации реагентов =,либо через их парциальные давления,еслиреакция протекает с участием газов.

Вобщем случае для реакции aA+bB+ …⇄cC+dD+ …константа химического равновесия равна отношению произведения концентрацийпродуктов реакции к произведениюконцентраций исходных веществ в степенях,равных их стехиометрическим коэффициентам.

=

Константахимического равновесия не зависит отпути протекания процесса и определяетглубину его протекания к моментудостижения равновесного состояния. Чембольше эта величина, тем больше степеньпревращения реагентов в продукты.

Константахимического равновесия, также как иконстанты скоростей реакций, являютсяфункциями только температуры и природыреагирующих веществ и не зависят от ихконцентрации.

Длягетерогенных процессов концентрациятвердых веществ в выражение скоростиреакции и константы химическогоравновесия не включается, т.к. реакцияпротекает на поверхности твердой фазы,концентрация которой остается во временипостоянной. Например, для реакции:

FeO(тв)+CO(г)⇄Fe(тв)+CO2(г)

выражениеконстанты равновесия будет иметь вид:

=,

14

Кри Кс связаны соотношениемKp= Kc(RT)n,гдеn=nпрод.-nисх.веществ– изменение числа молейгазообразныхвеществ в ходе реакции. Для даннойреакции Кр= Кс, т.к.nгазообразных веществ равно нулю.

Источник: https://studfile.net/preview/2597963/page:4/

Урок №23. Понятие о скорости химической реакции. Катализаторы. – ХиМуЛя.com

Влияние катализатора на скорость химических реакций. Что такое катализатор

Вы знакомы с понятием “скорость” из курсафизики. В общем виде скорость – это величина, показывающая как изменяется какаялибо характеристика за единицу времени.

Скорость химической реакции – этовеличина, показывающая как изменяются концентрации исходных веществ илипродуктов реакции за единицу времени. 

Для оценки скорости необходимо изменение концентрации одного из веществ.

1. Наибольший интерес представляют реакции, протекающие в однородной(гомогенной) среде.

Гомогенныесистемы (однородные) –  газ/газ,жидкость/жидкость  – реакции идут во всёмобъёме.

Математически скорость химической гомогенной реакцииможно представить с помощью формулы:

2. Для гетерогенной реакции, скорость реакцииопределяется числом молей веществ, вступивших в или образующихся в результатереакции в единицу времени на единице поверхности:

Гетерогенные(неоднородные) системы  –твёрдое/жидкость, газ/твёрдое, жидкость/газ – реакции идут на поверхности раздела фаз.

Таким образом, скорость химической реакции показывает изменениеколичества  вещества в единицу времени, вединице объёма или на единице поверхности раздела фаз.

Зависимостьскорости реакций от различных факторов

Условия

Примеры

концентрация

Закон действующих масс

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

При повышении концентрации хотя бы одного из реагирующих веществ скорость химической реакции возрастает в соответствии с кинетическим уравнением.

Рассмотрим общее уравнение реакции:

aA +bB = cC + dD,  где A,B,C,D – газы, жидкости

Для данной реакции кинетическое уравнение принимает вид:

Причиной повышения скорости является увеличение числа столкновений реагирующих частиц за счёт увеличения частиц в единице объёма.

температура

Химические реакции, протекающие в гомогенных системах (смеси газов, жидкие растворы), осуществляется за счет соударения частиц. Однако, не всякое столкновение частиц реагентов ведет к образованию продуктов. Только частицы, обладающие повышенной энергией – активные частицы, способны осуществить акт химической реакции.

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

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

Правило Вант – Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции.

катализатор

Катализаторы – это вещества, которые повышают скорость химической реакции. Они вступают во взаимодействие с реагентами с образованием промежуточного химического соединения и освобождаются в конце реакции.

Влияние, оказываемое катализаторами на химические реакции, называется катализом. По агрегатному состоянию, в котором находятся катализатор и реагирующие вещества, следует различать:

гомогенный катализ (катализатор образует с реагирующими веществами гомогенную систему, например, газовую смесь);

гетерогенный катализ (катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах; катализ идет на поверхности раздела фаз).

Ингибитор – вещество, замедляющее скорость реакции

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.

природа реагирующих веществ

дав­ле­ние

Например, металлы магний и железо реагируют с соляной кислотой одинаковой концентрации с различной скоростью. Это связано с разной химической активностью металлов.

при на­ли­чии га­зо­об­раз­ных ре­а­ген­тов – по­вы­ше­ниедав­ле­ния по­вы­ша­ет кон­цен­тра­цию га­зо­об­раз­ных ве­ществ, увеличивая скорость реакции.

Скорость химических реакций в окружающем нас мире

Памятки!

Зависимость скорости химической реакции от катализаторов

Зависимость скорости химической реакции отконцентрации реагентов

Зависимость скорости химической реакции от природывеществ

Зависимость скорости химической реакции оттемпературы

Катализаторы

Каталитические реакции

Факторы, влияющие на скорость химических реакций

– Эксперименты

“Зависимость скорости реакции оттемпературы”

“Зависимость скорости реакции от природывеществ”

“Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов”

“Зависимость скорости реакции от катализатора””Зависимость скорости реакции от площади соприкосновения реагирующих веществ”

Тренажёры

Тренажёр №1 – Скорость реакции

Тренажёр №2 – Факторы, влияющие на скорость реакции

Тренажёр №3 – Образцы решений задач по теме”Скорость химической реакции”

Решите тестовые задания для закрепления

Источник: https://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/9-klass---vtoroj-god-obucenia/urok-no23-ponatie-o-skorosti-himiceskoj-reakcii-katalizatory

WikiMedForum.Ru
Добавить комментарий