ӨЗДІГІНЕН ЖҮРЕТІН ПРОЦЕСТЕРДІ РЕТТЕЙТІН ФАКТОРЛАР G H

ӨЗДІГІНЕН ЖҮРЕТІН ПРОЦЕСТЕРДІ РЕТТЕЙТІН ФАКТОРЛАР G = H - T S Процестің өздігінен жүру мүкіндігі: Н<0, S>0 Кез келген температурада жүру мүмкін Н<0, S<0 Н>0, S>0 Төменгі температураларда жүру мүмкін Жоғары температураларда жүру мүмкін Н>0, S<0 Процесс мүмкін емес

Химиялық кинетика Реакция молекулалығы Реакция реті Химиялық реакциялар Гомогенді Гетерогенді Реакция жылдамдығы Жылдамдыққа әсер етеін факторлар • Зат табиғаты • Концентрация Әрекеттесуші массалар заңы • Температура • Қысым • Катализатор Вант-Гофф ережесі

Гомогенді реакцияда реакцияның барлық заттары бір агрегаттық күйге өтеді а) ерітіндіде: NH 3(г) + HCl (с) NH 4 Cl(с) б) газ фазада: 2 SO 2(г) + O 2(г) 2 SO 3(г) Гетерогенді реакцияда аз дегенде бір зат өзінің агрегаттық күйімен ерекшеленеді Са. Cl 2(крист) + H 2 SO 4(с) Ca. SO 4 (қатты) + 2 HCl(с)

Химиялық реакциялардың жылдамдықтарын, оларға әсер ететін факторлар және олардың жүру механизмін зерттейтін химияның бөлімін химиялық кинетика деп атайды. Химиялық кинетиканың негізгі шамаларының бірі – реакция жылдамдығы. Химиялық реакцияның жылдамдығы деп көлем өзгермеген жағдайда реакцияға қатысатын заттардың біреуінің концентрациясының ( C) белгілі бір уақыт бірлігінде ( t) өзгеруін айтады:

Қарапайым (бір сатылы) реакциялар Реакцияларды химиялық әрекеттесудің элементарлық актісіне қатысатын молекулалардың санымен, яғни реакция молекулалығымен жіктеуге болады Мономолекулық А I 2 өнімдер 2 I Бимолекулалық А + В NO(г) + O 3(г) өнімдер NO 2(г) + O 2(г) Үшмолекулалық (сирек кездеседі) 2 NO(г) + H 2(г) N 2 O(г) + H 2 O(г)

Күрделі реакциялар – жүйеде бірнеше (минимум екеу) қарапайым реакциялар бірден бірнеше сатыда жүреді. Оларға: - Реакцияның реті әртүрлі қайтымды реакциялар, - Реакцияның реті әртүрлі параллельді реакциялар, - кезекті реакциялар, - қатар жүретін реакциялар. Мұнда сонымен бірге тізбекті және фотохимиялық реакциялар жатады. Күрделі реакцияның жалпы жылдамдығы ең баяу жүретін реакцияның (сатының) жылдамыдығымен анықталады

Кезекті реакциялар А B C … Ақуыз полипептид пептидтер аминқышқылы Параллельді реакция A B C Глюкоза СН 3 СО СООН СН 3 СОН СООН

Қатар жүретін реакция Реакция түрі: А+В→М (1) және A+D→N (2) Мұнда екінші реакция (2) тек бірінші реакция басталып, сонымен қатар жүреді, яғни онымен индуциирленеді. В заты индуктор, ал 1 -і және 2 -і реакцияларға қатысатын А заты актор деп аталады. D заты – акцептор. Мұндай реакцияларда байланыстырғыш компонет ретінде 1 -ші реакцияда түзілетін М-аралық өнім болып табылады.

Цепные реакции Многие гомогенные реакции окисления, расщепления и др. имеют такие особенности, которые не могут быть объяснены на основе рассмотренных нами закономерностях – это: 1) реакции не подчиняются уравнению первого, второго и высшего порядков; 2) скорость реакции очень велика; 3) необычайная чувствительность к следам примесей; 4) зависимость скорости реакции от формы и размеров реакционного сосуда, а так же материала стенок из которого изготовлен реакционный сосуд; 5) наличие индукционного периода, когда реакция начинается не сразу, а лишь спустя некоторое время; 6) возможность протекания реакции в определённом интервале давления. Все эти положения легко объясняются цепным механизмом реакции.

Сущность заключается в том, что вначале в системе образуются активные частицы чаще всего это свободные радикалы. Эти частицы вступают в реакцию, но при этом вновь возникает валентно насыщенный остаток и радикал. Процесс исчезновения и появления каждой активной частицы и создаёт цепь превращений. Любая цепная реакция может быть представлена как реакция, состоящая из трёх стадий: 1) зарождение активной частицы (зарождение цепи); 2) рост цепи; 3) обрыв цепи.

Химиялық реакцияның жылдамдығы уақыт бірлігінде заттардың концентрацияларының өзгеруі Моль/м 3 сек Моль/м 2 сек Моль/л сек

РЕАКЦИЯ ЖЫЛДАМДЫҒЫНА ӘСЕР ЕТЕТІН ФАКТОРЛАР • Заттардың концентрациясы • Температура • Катализаторлар • Қысым (газ жүйелері үшін) • Әрекеттесетін заттардың табиғаты • Қатты заттар үшін жанасу беттерінің аумағы Н 2 + I 2 2 НI (баяу жүреді) Н+ + ОН– Н 2 О (тез жүреді) О 2 + О О 3 (тым лезде) Н • + Cl • HCl (өте лезде)

ӘРЕКЕТТЕСУШЫ МАССАЛАР ЗАҢЫ Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов. a. A + b. B + с. С + d. D Пример простой реакции: 2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3 = k ·[SO 2] 2·[O 2] При этом порядок реакции равен: n=a+b => n=2+1=3 Константа скорости реакции k (индивидуальная характеристика реакции) равна скорости реакции при концентрациях веществ, равных 1 моль/л. Она зависит от природы реагентов, температуры и наличия катализаторов. Порядок реакции (n) по данному веществу — показатель степени при концентрации этого вещества в кинетическом уравнении реакции.

Применение Закона действующих масс для сложных реакций a. A + b. B + c. C + … Показатели , , частные порядки реакций n = + + - общий порядок реакций + + a+b+c

ЗАВИСИМОСТЬ СКОРОСТИ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ (Правило Вант-Гоффа) При увеличении температуры системы на каждые 10 градусов скорость простой реакции возрастает примерно в 2 4 раза: - температурный коэффициент – это число, показывающее во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 10 градусов Пример: как изменится скорость реакции при повышении температуры на если =3 Решение: Ответ: скорость реакции увеличится в 9 раз

ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ. ТЕОРИЯ СТОЛКНОВЕНИЙ АРРЕНИУСА Для совершения элементарного акта химического взаимодействия, реагирующие частицы должны столкнуться друг с другом. Однако, не каждое столкновение частиц приводит к их химическому взаимодействию. Следовательно, сталкивающиеся частицы должны обладать энергией, достаточной для преодоления сил отталкивания (энергетического барьера), возникающих между их электронными оболочками. Такие, реакционно-способные частицы называют активными, а энергия, необходимая для преодоления энергетического барьера, называется энергией активации реакции. Энергия активации (Еа, к. Дж/моль) – это избыточный запас энергии молекулы над средне статистическим запасом энергии, позволяющий молекуле реализовать химическое взаимодействие

Cогласно, молекулярно-кинетической теории газов для каждой системы существует порог энергии Еа, начиная с которого энергия достаточна для протекания реакции Еа меняется от 0 до 500 к. Дж/моль Еа >100 к. Дж – велика, скорость реакции – мала Еа <50 к. Дж – мала, скорость – велика УРАВНЕНИЕ АРРЕНИУСА Предэкспоненциальный множитель (А) дает некоторую характеристику полного числа столкновений - доля результативных столкновений

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНЕРГИИ АКТИВАЦИИ

КАТАЛИЗАТОРЫ. КАТАЛИЗ В химической практике часто используют метод ускорения химических реакций – катализ. Катализ – это явление ускорения реакции под действием веществ не расходующихся в реакции. Каталитические реакции – это реакции, в которых изменяется путь при неизменных реагентах и продуктах. Катализатор – это вещество, которое многократно участвует в промежуточных стадиях реакции, но выходит из нее химически неизменным. Еа промежуточных стадий с участием катализатора меньше, чем Еа р-ции без катализатора

КАТАЛИЗ Положительный Отрицательный Автокатализ [A…B]' G [A…K]' A+B [B…AK]' ∆(∆G)' Путь реакции яды – вещества, ухудшающие действие катализаторов. Промоторы – вещества, +K Gисходное Каталитические AB Gконечное усиливающие катализаторов. действие Ингибиторы – вещества, уменьшающие реакции. скорость

Химическое равновесие Химические реакции Необратимые Обратимые Химическое Равновесие Гомогенное Гетерогенное Константа Смещение равновесия Принцип Ле-Шателье

Химическое равновесие в гомогенных системах 2 NO 2 N 2 O 4 ∆G 0 = RT ln. Kp

Смещение химического равновесия Принцип Ле-Шателье: если находящаяся в химическом равновесии система подвергается внешнему воздействию, то в ней возникают процессы, стремящиеся ослабить это воздействие. Анри-Луи Ле-Шателье (1850– 1936 ) константа химического равновесия 0 неидущие реакции 10 -6 обратимые реакции 106 необратимые реакции

ХАРАКТЕРИСТИКИ КОНСТАНТЫ РАВНОВЕСИЯ Зависит от природы веществ Зависит от температуры Не зависит от давления Не зависит от катализатора Не зависит от концентрации веществ