Реакции первого порядка

Кинетическое уравнение реакции первого порядка имеет вид:

v = - = kC

 

гдe c - концентрация реагента.

Преобразовав уравнение, получим:

- = kdt

 

и после интегрирования:

lnC = -kt +B

Обозначив начальную концентрацию как Co (когда t=0) можно определить константу интегрирования B: B = lnC0

Далее:

lnC = -kt + lnC0 Þ (подставив lnC0) lnC - lnC0 = -kt Þ ln = -kt

или (если найти антилогарифм): =exp(-kt) and C= C0×exp(-kt)

Диаграмма, где концентрация реагента представлена на оси ординат, время реакции - на оси абсцисс:

С

 

Представим, что нужно определить время, когда C= C0/2 (концентрация исходного вещества упадет в 2 раза)

ln = ln2 = -kt, t= =

Эта зависимость показывает, что константа скорости реакции 1-го порядка обратно пропорциональна времени (периоду) полураспада.

Период полураспада (t1/2) равен времени, в течение которого прореагирует половина первоначального количества вещества.

Также можно получить подобные уравнения для (t1/2) для реакций более высокого порядка, но это более сложно.

Порядок реакций не равен их молекулярности если :

a) Один из реагентов присутствует в таком большом избытке, что его расход практически не будет изменять его концентрацию. Например, гидролиз эфира в разбавленном водном растворе:

CH3COOC2H5 + H2O = CH3COOH + C2H5OH

Концентрация воды изменяется пренебрежимо мало, и скорость реакции будет зависеть только от изменения концентрации эфира. В результате скорость реакции будет описываться уравнением 1-го порядка, хотя это бимолекулярная реакция.

b) Если это сложная реакция. Обычно в этом случае уравнение химической реакции отражает только общий эффект всех взаимодействий

Например: 2N2O5 ® 4NO2 + O2

Молекулярность равна 2. Реакция имеет 2 стадии:

N2O5 ® N2O3 + O2 (1)

N2O3 + N2O5® 4NO2 (2)

 

1-я стадия - медленнее и определяет скорость суммарной реакции, поэтому v=kCN2O5 и порядок реакции равен 1. Если одна из стадий проходит при низкой, по отношению к другим, скорости, то суммарная скорость реакции будет определяться скоростью этой стадии. Эта стадия называется - лимитирующая стадия реакции.

c) Для гетерогенных реакций, например:

2Zn + O2 = 2ZnO. Молекулярность реакции равна 3, но кинетика реакции описывается уравнением реакции 1-го порядка: v= k×CO2,

потому что Zn - это твердое вещество, у него нет концентрации, но O2 - газ, ему соответствует определенная концентрация.

Сложные реакции

Кинетика сложных реакций, состоящих из 2-х и более простых реакций, взаимосвязанных друг с другом тем или иным способом, зависит от природы этой взаимосвязи и отношения скоростей простых реакций. Типичные формы взаимосвязи простых реакций, когда они являются параллельными, последовательными (консекутивные), сопряженными и обратимыми реакциями.

Теория кинетики сложных реакций основана на принципе, что когда несколько реакций происходят одновременно и каждая идет независимо и кинетика каждой реакции может быть описана кинетическим уравнением простой реакции.

Параллельные реакции - это реакции вида:

A ®B

¯

C

В таких реакциях начальное вещество (или вещества) могут реагировать параллельно в различных направлениях.

Например, 6KClO3 ® 2KCl + 3O2

¯

3KClO4 + KCl

 

Последовательные реакции -реакции вида:

k1 k2

A ® B ® C

где B - промежуточный продукт в образовании C и k1 и k2 - константы скорости 2-х стадий реакции.

Сопряженные реакции - реакции типа:

A + B ® M

A + C ® N,

В которых одна, например 1-я, происходит только вместе со 2-й, т.е. индуцируется 2-й.

Обратимые реакции. Скорость обратимой реакции равна разности между скоростями прямой и обратной реакций.

Например:

v1

H2 + J2 Û 2 HJ

v2

v = v1 - v2 ,

если написать выражения для скоростей прямой и обратной реакций:

v1 = k1CH2CJ2

v2 = k2C2HCl

 

Если в системе первоначально присутствуют только реагенты (H2 и J2), скорость прямой реакции v1 (Исходные вещества) будет уменьшаться с уменьшением концентраций этих компонентов.

 

 

 

Кривая v2 (Продукты реакции) начинается в начале координат (поскольку по условию первоначально CHJ = 0) и возрастает по мере того, как реакция идет.

Положение равновесия будет достигнуто, когда абсолютное значение скоростей прямой и обратной реакций будет равным: v1 = v2 и результирующая скорость = 0.

Если переписать соотношение и затем преобразовать его:

k1CH2CJ2 = k2C2HCl

= = Kc

где Kc - концентрационная константа равновесия реакции.

Если предыдущее уравнение применять к реакциям, проходящим в не очень разбавленных растворах, мы должны заменить концентрации веществ их активностями, и тогда заменить Kc на Ka.

Если уравнение применять к смеси идеальных газов мы должны заменить концентрации - парциальными давлениями газов, и соответственно Kc на Kp:

Kp=

гдe pHCl, pH2, pJ2 - парциальные давления газов. Парциальное давление газа, находящегося в смеси других газов, равно давлению, которое этот газ производил, если бы он при данной температуре занимал весь объем, занимаемый смесью газов. В общем случае Kp ¹ Kc. Если применить уравнение для идеальных газов, можно найти зависимость между Kp и Kc.

pi = = Ci RT

где ni - количество молей газообразного компонента i, Ci - концентрация газа.

Tогда для вышеприведенной реакции:

Kp= = Kc (RT).

В общем случае: Kp = Kc (RT)Dn ,

гдe Dn -разность между стехиометрическими коэффициентами газообразных продуктов реакции и реагентов (Для реакции (H2 and J2) Dn=0 and Kp = Kc)

Константа равновесия - важная характеристика реакции, по ее величине можно судить о степени протекания реакции (большое значение - реакция сдвинута в сторону продуктов реакции, низкое - в сторону исходных веществ). Константа не зависит от концентраций (давлений), зависит от температуры.

Если переписать уравнение реакции в общем виде:

aA + bB = cC + dD +eE

и вещества A, B, C and D - газы, а E - жидкость или твердое вещество, тогда:

Dn= c + d –a –b

Для условий: реакция проходит при постоянной температуре и постоянных парциальных давлениях для всех веществ, и законы идеальных газов применимы, существует связь между энергией Гиббса и константой химического равновесия Kp:

DGochem r. = -RTlnKp,

Таким образом, можно вычислить значение Kp








Дата добавления: 2015-11-04; просмотров: 3273;


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2024 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.016 сек.