Скорость химических реакций. Химическое равновесие

Размещено на http://www.allbest.ru/

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ ОМСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АГРАРНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИМ П.А. СТОЛЫПИНА

РЕФЕРАТ

ТЕМА: Скорость химических реакций. Химическое равновесие

Выполнил:

Студент

группы № 113

Сафронов В.В.

Проверила:

Нечаева Е.А.

Омск 2015

Содержание

Введение

1. Скорость химической реакции

2. Химическое равновесие

2.1 Обратимость реакций

2.2 Константа равновесия

2.3 Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Список литературы

Введение

Раздел химии, изучающий скорость и механизмы химических реакций, называется химической кинетикой.

Не каждая термодинамически возможная реакция, для которой энергия Гиббса отрицательна (AG<0) протекает в действительности. Скорости некоторых реакций так малы, что практически их невозможно заметить. Другие реакции, наоборот, проходят с огромными скоростями. Управление скоростями реакций, умение замедлять или ускорять их имеет огромное значение.

Химическую кинетику от химической термодинамики отличает следующее. Термодинамика - наука о макросистемах. Отдельные частицы (молекулы, атомы, электроны и т.д.) или небольшое их число не являются предметом их изучения. Термодинамику не интересуют механизмы процессов, она изучает изменения систем, рассматривая лишь их начальное и конечное состояния. Химическая кинетика, напротив, изучает течение реакций во времени и рассматривает их механизм на уровне отдельных частиц. Таким образом, химическая кинетика и химическая термодинамика, дополняя одна другую, дают целостное представление о закономерностях протекания реакций. химический реакция скорость равновесие

Цель данного руководства состоит в том, чтобы рассмотреть основные понятия кинетики химических процессов и химического равновесия; изучить факторы, влияющие на скорость химических реакций; научиться составлять кинетические уравнения и выражения для константы химического равновесия; научиться определять направление смещения химического равновесия согласно принципу Ле Шателье.

Для лучшего усвоения и понимания теоретического материала, привития навыков практического применения знаний по данной теме приведены типовые задачи с решениями.

1. Скорость химической реакции

В сложной реакции, состоящей из последовательных стадий, одна из простых стадий, как правило, протекала бы медленнее других, если бы каждую стадию провести отдельно. Такая стадия называется лимитирующей, и скорость ее протекания определяет (лимитирует) скорость всей реакции.

Скорость реакции - это число элементарных актов взаимодействия, происходящих в единицу времени в единицу объема для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела фаз - для гетерогенных.

Однако элементарные взаимодействия атомов и молекул фиксировать, как правило, невозможно, поэтому о скоростях судят по изменению концентрации (Ас) реагентов или продуктов за определенный промежуток времени (Ат)

у = ±сгсу = ±Лс/Лт,

^Т2~Т1

где С_ь С₂ - концентрации вещества в момент времени ij и т₂;

Ti, i2 - момент времени.

Знак «минус» в формуле ставится в тех случаях, если скорость реакции рассчитывается по изменению концентрации исходного вещества; знак «плюс» - если скорость реакции рассчитывается по изменению концентрации продукта реакции.

Иногда вместо концентрации практикуется изменение других величин, связанных с концентрацией, - массы, давления, объема, электропроводности, окраски и т.д.

На скорость реакций влияют природа и концентрация взаимодействующих веществ, температура и катализаторы. На скорость гетерогенных реакций, которые осуществляются на поверхности раздела фаз, влияет также величина этой поверхности, т.е. размер частиц твердого вещества, а на скорость цепных реакций - размеры и форма реакционного сосуда, так как при соударении промежуточных активных частиц с внутренней поверхностью реактора они теряют свою активность и способность продолжать цепочку превращений.

Скорость реакции по мере ее протекания изменяется. Если реакция проводится в закрытой системе (без добавления реагентов извне), то ее скорость максимальна вначале, когда концентрации реагентов самые большие и число столкновений между молекулами максимально. По мере протекания реакции концентрации реагентов, число столкновений и скорость уменьшаются. Такова общая закономерность. Однако, встречаются реакции, скорость которых постоянна. Известны автокаталитические реакции (продукты реакции являются ее катализаторами), скорость которых по мере их протекания сначала возрастает, а потом уменьшается, а также автоколебательные реакции, скорость которых то уменьшается, то увеличивается.

2. Химическое равновесие

2.1 Обратимость реакций

Химическая реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении, если ее энергия Гиббса AG<0, и в обратном направлении, если AG>0. Теоретически (изменением температуры, давления и концентрации) можно для любой реакции изменить знак AG, т.е. любую реакцию провести как в прямом, так и в обратном направлении. Однако в действительности имеются реакции совершенно необратимые, практически необратимые и обратимые.

Совершенно необратимыми являются реакции взрывного разложения некоторых веществ, характеризующиеся отрицательным значением энергии Гиббса при любых температурах (это имеет место при ДНО и AS>0). Причем знак AG практически невозможно изменить на положительный увеличением давления. К таким реакциям относится, например, реакция разложения бертолетовой соли: КСЮ₃=КС1 + 3/20₂, для которой АН°= - 44,7 кДж/моль, AS°=246,8 Дж/моль, ДО° = - 44,7 - 0,2468-Т. ЛА

Теоретически (при давлении кислорода около 10“ Па) эта реакция может протекать в обратном направлении, однако практически такое давление на Земле создать невозможно.

Практически необратимыми являются такие реакции, в которых обратный процесс подавляется за счет огромного избытка исходных веществ или когда продукты взаимодействия выводятся из зоны реагирования, например, молекулярно-ионные реакции в растворах с образованием слабого электролита, осадка, газа или комплексного соединения:

НС1 + NaOH = NaCl + Н₂0;

ВаС1₂ + K₂S0₄ = BaS0₄ j + 2КС1;

Na₂S + H₂S0₄ = Na₂S0₄ + H₂ST;

CuCl₂ + 4KCN = K₂[Cu(CN)₄] + 2KC1.

Однако даже слабые электролиты и самые прочные комплексы немного диссоциируют на ионы, а самые малорастворимые вещества и самые летучие газы немного растворяются, поэтому в таких процессах идут в незначительной степени обратные реакции, которыми в некоторых случаях пренебречь нельзя (такие случаи рассматриваются при изучении растворов).

Обратимыми (или двусторонними) являются реакции, которые идут в обоих направлениях - прямом и обратном, например:

СО_(г) + Н?0_(г) С0_2(г) + Н_2(г);

N₂(r) + 3H_2(r) = 2NH_3(r);

2KN0_3(P) + Na₂S0_4(p) ^ K₂S0_4(P) + 2NaN03(_P).

Обратимая химическая реакция через некоторое время после ее начала приходит в состояние химического равновесия. Химическое равновесие изучает и объясняет химическая термодинамика. Состояние химического равновесия с позиций термодинамики - это тот предел, до которого в данных условиях реакция протекает самопроизвольно.

Движущей силой любого химического процесса является убыль энергии Гиббса: чем AG меньше нуля, тем дальше находится система от равновесия и тем более она реакционноспособна. При протекании реакции величина |AG|, зависящая от концентраций (давлений) реагентов, уменьшается и при достижении химического равновесия принимает нулевое значение (AG=0). Но переход системы в состояние химического равновесия не означает прекращения реакции, а говорит лишь о том, что перестают изменяться концентрации реагирующих веществ и продуктов.

Равновесным состоянием называется такое термодинамическое состояние, которое при постоянных внешних условиях не изменяется во времени, причем стабильность характеристик системы (состав, давление и др.) не обусловлено протеканием какого-либо процесса с участием внешней среды.

С позиции химической кинетики, которая изучает скорость и механизм химических реакции, состоянием равновесия является такое состояние, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной. В состоянии равновесия сколько молекул (или других частиц) продукта реакции в единицу времени образуется, столько их и разлагается, т.е. химическое равновесие является динамическим или подвижным. Таким образом, в состоянии химического равновесия концентрации всех веществ (реагентов и продуктов) являются постоянными и не изменяются до тех пор, пока не изменятся внешние условия проведения реакции: температура, давление и другие.

Химическое равновесие называется истинным и устойчивым. Оно характеризуется следующими признаками:

1) при отсутствии внешних воздействий оно остается неизменным во времени;

2) его характеристики изменяются при внешних воздействиях, сколь малы бы они не были;

3) состояние равновесия не зависит от того, с какой стороны система к нему подходит - со стороны исходных веществ или со стороны продуктов реакции.

Если состояние не соответствует хотя бы одному из этих трех признаков, оно называется кажущимся равновесием или метастабильным состоянием: смесь водорода с кислородом (гремучая смесь), термит (смесь Fe₂0₃ с А1), металлы в контакте с воздухом и т.д.

2.2 Константа равновесия

Для химической обратимой реакции, представленной в общем виде:

аА+ЬВ ^dD+eE,

установлено, что, независимо от того, каковы были начальные концентрации реагентов, присутствовали или нет продукты реакции, в состоянии равновесия сохраняется постоянным отношение: где [А]_/;, [В]_;„ [D]_;„ [Е]_;, - равновесные молярные концентрации реагентов и продуктов реакции; a, b, d, е - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; К_с - константа химического равновесия.

Константа химического равновесия зависит от температуры, природы веществ, но не зависит от концентрации реагирующих веществ, т.к. она показывает при каких соотношениях произведений концентраций реагирующих веществ в системе наступает химическое равновесие.

Данная формула является выражением закона действующих масс для равновесия, установленного Гульдбергом и Вааге (1867).

Для равновесий между газообразными веществами удобнее пользоваться не молярными концентрациями, а парциальными давлениями газообразных веществ; в этом случае константа равновесия обозначается К_р («ка-эр»):

pd ре

_ D Е Р р^а pb А В

Константа равновесия, выраженная через концентрации, и константа равновесия, выраженная через парциальные давления веществ, связаны соотношением:

К_р = K_cRTAn,

где Ап - разность коэффициентов при формулах газообразных веществ в правой и левой частях уравнения.

При Дп=0 константы равновесия К_р и К_с равны.

Таким образом, константа химического равновесия представляет собой дробь, в числителе которой стоит произведение равновесных концентраций (если реакция протекает в растворе) или равновесных парциальных давлений (для реакций в газовой фазе) продуктов реакций, возведенных в степени, показатели которых равны стехиометрическим коэффициентам. А в знаменателе - произведение концентраций (или парциальных давлений) исходных веществ, возведенных в соответствующие степени.

Если протекает гетерогенная реакция

2С(_Х) + 0₂ ^ 2СО,

то константа равновесия имеет вид

т.е. в выражение константы равновесия гетерогенной реакции входят равновесные концентрации веществ, находящихся только в жидкой или газообразной фазах.

Константа равновесия определяет полноту протекания реакции к моменту достижения равновесного состояния: чем больше значение константы равновесия, тем в большей степени в равновесной реакционной смеси преобладают продукты реакции, тем больше выход продуктов реакции.

2.3 Смещение химического равновесия. Принцип Лe Шателье

При изменении условий, в которых находится система (температура, давление, концентрация), химическое равновесие нарушается. Через некоторое время в системе устанавливается новое химическое равновесие, соответствующее новым условиям. Переход от одного равновесного состояния в другое называется сдвигом или смещением равновесия.

Направление смещения химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом Jle Шателье: если на систему, находящуюся в истинном равновесии, воздействовать извне, изменяя какое- либо из условий, определяющих положение равновесия, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Кратко этот принцип формулируется так: если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, то равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

Список литературы

1 Аликберова Л. Занимательная химия: Книга для учащихся, учителей и родителей. - М.: АСТ-ПРЕСС, 1999. - с. 207-211

2. Афанасьев М.А., Ахаганянц В.А., Тулякова Г.М., Королев Д.П. Количественные опыты по химии. Пособие для учителей. - М.: «Просвещение», 1972. - с. 76-85

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень: учеб, для общеобразоват. учреждений. - М.: Дрофа, 2007. - с. 126-135

4. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Учеб. для общеобразоват. учреждений. - М.: Дрофа, 2004. - с. 126-139

5. Иванова Р.Г. Химия: Учеб. для 8-9 кл. общеобразоват. учреждений. - М.: Просвещение, 2002. - с. 84-92

6. Кондратьев В.Н., Определение констант скорости газофазных реакций, М., 1971;

7. Колдин Е., Быстрые реакции в растворе, пер. с англ., М., 1966;

8. Кузнецова Л.М. Химия: учебник для 8 кл. средней общеобразов. шк. - Обнинск: Титул, 2000. - с. 117-118

9. Стабалдина С.Т., Лидин Р.А. Химия: Неорган. химия: Учеб. для 8-9 кл. общеобразоват. учреждений. - М.: Просвещение, 2000

10. Уэйт Н. Химическая кинетика, пер. с англ. - М. Просвещение, 1994.

11. Чернышов В.Н., Егоров А.С. Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. - Ростов-на-Дону: «Феникс», 1996. - с. 136-144

Размещено на Allbest.ru