Дипломная работа на тему: Химическая термодинамика. Скорость химических реакций и методы ее регулирования

Введение

Скорость химических реакций отражает число актов химического взаимодействия, происходящих в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций) в единицу времени.

Средняя скорость химического процесса выражается изменением концентрации (ΔС) веществ - реагентов или продуктов реакции в единицу времени.

Полная последовательность всех элементарных стадий в процессе взаимодействия отражает механизм химических реакций.

Число частиц, участвующих в каждом элементарном химическом акте, показывает молекулярность реакции.

Главные факторы, влияющие на скорость реакции: природа реагентов; их агрегатное состояние; концентрация реагентов; давление (для реакций с участием газов), температура, специальные факторы (катализ, инициирование, ингибирование), площадь раздела фаз (для гетерогенных реакций).

Влияние концентрации. Химическое взаимодействие веществ возникает лишь при активном столкновении их молекул, поэтому, чем больше концентрация реагирующих веществ, тем выше вероятность активных столкновений и, следовательно, скорость реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действия масс:

Скорость гомогенной химической реакции при данной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ или парциальных давлений газообразных веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Для гомогенной реакции общего вида аА + bВ = сС (А и В - реагенты, С - продукт реакции, а, b и с - стехиометрические коэффициенты), протекающей в истинных растворах, выражение ее скорости описывается уравнением:

V = к* [А]а*[В]b или V = к * CaA * CbB, моль/л*с,

где [А], [В] или СА, СВ - молярные концентрации веществ А и В, (моль/л); к - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости.

Для этой же реакции, протекающей в газовой фазе, скорость реакции будет выражена уравнением:

V = к * РaA * РbB , моль/л*с,

где РaA и РbB - парциальные давления веществ А и В.

Константа скорости - это скорость реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице. Константа скорости зависит от химической природы веществ, температуры и специального фактора (присутствия катализатора, инициатора или ингибитора), но не зависит от концентрации реагирующих веществ или создаваемого ими парциального давления (в газовых реакциях).

Скорость гетерогенной реакции не зависит от концентрации твердого вещества, потому что такая реакция проходит только на поверхности раздела фаз. Например, при одинаковой степени измельчения поверхность раздела будет постоянной и уравнение скорости гетеро-генной реакции СО2(Г) + С(К) = 2СО(Г) записывается так:

V = к * [СО2].

Влияние температуры. Экспериментально установлено, что в некотором интервале температур скорость реакции при повышении температуры на каждые 10о увеличивается в число раз, равное температурному коэффициенту γ (правило Вант-Гоффа), т. е.

где VT2 и VT1 - скорости реакции при температурах Т1 и Т2; ΔТ - изменение температуры, равное Т2-Т1; γ - температурный коэффициент реакции, в большинстве случаев имеющий значения от 2 до 4.

Температурный коэффициент γ показывает, во сколько раз изменится скорость реакции при изменении температуры на 10 оС: γ = VT2/VT1 при ΔТ = 10.

Влияние температуры на скорость реакции весьма существенно. Химическое взаимодействие происходит при столкновении только тех молекул, энергия которых выше энергии активации (Еакт).

Энергия активации (кДж/моль) - это количество энергии, которое необходимо приложить к 1 молю вещества, чтобы произошло превращение исходных веществ в продукты реакции. Иначе говоря, энергия активации - это разность между наименьшим избыточным запасом энергии, необходимым для взаимодействия молекул, и их среднестатичстическим запасом энергии.

Энергия активации связана с константой скорости реакции уравнением Аррениуса:

К = А * е ,

где А - предэкспоненциальный множитель, учитывающий строение вещества; R - универсальная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль.К; Т - абсолютная температура, К; Еакт - энергия активации процесса, Дж/моль; е - основание натурального логарифма.

Влияние катализатора. Катализаторы - это вещества, которые резко изменяют скорость термодинамически возможной химической реакции, участвуют в ней на промежуточных стадиях, но в конце реакции остаются химически неизменными. Катализ - явление изменения скорости реакции при внесении катализатора. По фазовому состоянию реагентов и катализатора различают гомогенный катализ, при котором они находятся в одной и той же фазе, и гетерогенный катализ, при котором катализатор образует самостоятельную фазу.

По действию различают положительные катализаторы, которые увеличивают скорость реакции, и отрицательные катализаторы, уменьшающие ее.

Положительные катализаторы снижают величину энергии активации процесса. Так, в реакции СН3СНО → СН4 + СО без участия катализатора энергия активации составляет 216,7 кДж/моль, тогда как в присутствии паров иода (катализатор) Еакт = 143,0 кДж/моль. Отрицательные катализаторы повышают энергию активации всей реакции.

Оглавление

- Скорость химических реакций и методы ее регулирования

- Химическое равновесие

- Гетерогенные химические системы и поверхностные явления в них спецраздел

- Растворы. Кислотно-основные свойства веществ. Реакции обменного разложения в растворах электролитов и их использование в химическом анализе

- Жесткость воды и реакции солей жесткости в водных раство- рах

- Соединения кальция и вяжущие вещества на их основе спец- раздел

- Окислительно-восстановительные реакции и их использова- ние в химическом анализе

- Электрохимические системы и процессы

- Приложение

- Химическая термодинамика

- Рекомендуемая литература 1, гл. 6, 6.1 2, гл. 5 5, гл. V

- Химическая термодинамика рассматривает законы термодинамики применительно к химическим и физико-химическим процессам. Химическая термодинамика изучает превращения энергии в химических и физико-химических процессах и способность химических систем совершать полезную работу. Зная термодинамические закономерности, можно подобрать оптимальные условия протекания реакции, установить возможность взаимодействия между конкретными веществами и направление самопроизвольно протекающих процессов, рассчитать тепловой эффект химической реакции

- Величины, которые характеризуют физическое состояние системы и могут быть непосредственно измерены, называются термодинамическими параметрами состояния. Для удобства и расчетов приняты следующие основные стандартные параметры состояния температура 298 К, давление 1,01325.105 Па, концентрации растворов 1 молькг растворителя. В зависимости от условий протекания процесса выделяют изохорный процесс - протекающий при постоянном объеме системы Vconst изо-барный процесс - протекает при постоянном давлении системы Рconst изотермический процесс - протекает при постоянной температуре системы Тconst и др. Химические и физико-химические процессы могут быть термодинамически обратимыми или термодинамически необратимыми

- Кроме параметров состояния в термодинамике используются вели-чины, которые называют термодинамическими функциями - переменные величины, которые не могут быть непосредственно измерены и зависят только от параметров состояния. Выделяют два вида термодинамических функций функции состояния и функции процесса

- Любая физическая величина, значение которой в данный момент времени определяется термодинамическими свойствами и параметрами состояния системы, называется функцией состояния. Важнейшими функциями состояния являются внутренняя энергия U, энтальпия Н, энтропия S и энергия Гиббса G таблица 1.1. Функции состояния - аддитивные функции, так как их значения можно складывать и вычитать, как обычные числа, их изменения определяются лишь конечным и начальным состояниями системы, т.е. не зависят от пути процесса

- Термохимия - раздел химии, занимающийся изучением тепловых эффектов различных процессов

- Протекание химических реакций часто сопровождается тепловым эффектом Q - поглощением или выделением теплоты. Экзотермической называют реакцию, протекающую с выделением теплоты во внешнюю среду Q, а эндотермической - реакцию, протекающую с поглощением теплоты из окружающей среды -Q. В изобарном процесс, протекающем при постоянном давлении, изменение энтальпии равно тепловому эффекту, взятому с обратным знаком DН - Q. Соответственно в экзотермической реакции DН0 энергия химической системы уменьшается, а в эндотермической реакции DН0 энергия увеличивается

- Таблица 1.1 - Важнейшие термодинамические функции

- Функции

- и их изменение

- Размерность

- Физический смысл