Скорость химических процессов. Химическое равновесие, принцип Ле-Шателье

Размещено на http://www.allbest.ru/

Скорость химических процессов. Химическое равновесие,

принцип Ле-Шателье

Кинетика химических реакций

Общие понятия и определения. Термодинамический и кинетический критерий реакционной способности химической системы. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции (концентрация, температура, катализаторы, среда и др.).

Химическая кинетика - раздел химии, изучающий скорость и механизм химических превращений.

Все химические процессы, наблюдаемые в природе и осуществляемые человеком в его практической деятельности, протекают во времени с определенными скоростями.

Часто в химической системе, содержащей исходные химические вещества, могут протекать химические реакции с образованием различных конечных продуктов.

Например, из смеси углерода и водорода при определенных условиях (Р, Т, катализатор) могут быть получены альдегиды, органические кислоты, спирты и различные углеводороды. При осуществлении химического процесса стремятся проводить его так, чтобы выход какого-нибудь продукта был максимальным. Для этого надо создать такие условия, при которых скорость образования необходимого продукта будет значительно больше скоростей всех других возможных реакций.

Химическая кинетика, как и термодинамика, является теоретической базой химической технологии. Поэтому состояние и достижения науки в области кинетики и катализа в значительной степени определяют технический уровень производства в химической промышленности.

Важнейшей количественной характеристикой протекания химической реакции во времени является скорость реакции.

Скорость реакции - число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (гомогенные реакции) или на единице поверхности раздела фаз (гетерогенные реакции).

изменение количества вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени.

V = Спрод/ = Сисх/.

Размерность: [v]=моль/с.

Сисх, так как скорость должна быть величиной положительной, а исходные вещества расходуются, то есть n<0.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

1. природа реагирующих веществ.

Факторы атомного строения

в химическом строении реагентов основным фактором является энергия разрыва наименее прочных связей, а также энергия удаления или присоединения электронов

2. концентрация реагирующих веществ.

На скорость реакции, прежде всего, влияет концентрация реагирующих веществ. химия кинетика термодинамический

Можно показать, что для реакции

А + В = АВ

скорость реакции выражается уравнением:

V = k [А] [В],

где k - коэффициент пропорциональности - константа скорости реакции, она не зависит от концентрации реагирующих веществ и времени.

Для реакции

аА + bВ = сС + dD

Vпр. = k [А]а [В]b Vобр. = k [С]с [D]d

Закон Гульдберга-Вааге: скорость химических реакций прямо пропорциональна произведению молярных концентраций всех реагентов, каждая из которых возведена в степень, равную коэффициенту при веществе в кинетическом уравнении реакции.

Границы применимости: для кинетических уравнений.

Для реакций с участием газов концентрация пропорциональна давлению:

C=n/V=p/(RT),

поэтому СХР зависит и от давления;

3. температура

С повышением температуры скорость большинства реакций резко возрастает, так как быстро увеличивается число частиц с высокой энергией столкновения;

смесь 2 Н 2 + О 2 = Н 2О

при комнатной температуре Vпр. = 0, при 1000С - идет со взрывом.

Правило Вант-Гоффа (1884):

При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость гомогенных реакций возрастает в 2-4 раза.

Величина, показывающая, во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при увеличении температуры на 10 0С называется температурным коэффициентом ().

Пусть = 3, tнач = 300С, tкон = 800С,

Границы правила Вант-Гоффа: для реакций с 80Еакт.160 кДж/моль.

При увеличении температуры увеличивается Еакт.

Энергия активации - минимальная энергия, достаточная для осуществления акта химического взаимодействия.

Еакт. расходуется на ослабление химических связей в молекулах исходных веществ и на преодоление взаимного отталкивания при соударении частиц.

Более выгодно через активный комплекс, т.к. затрачивается меньше энергии

Уравнение для температурной зависимости константы скорости реакции (уравнением Аррениуса):

k = AeЕакт/(RT) или k = ln A .

где е=2,718... основание натуральных логарифмов,

R газовая постоянная,

A константа, не зависящая от T.

Опыт: по взаимодействию

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2 + Sv.

4. скорость подвода реагентов и отвода продуктов на границе фаз гетерогенной реакции

В стационарных состояниях гетерогенные реакции обычно идут медленно, а измельчение и перемешивание сильно их ускоряет; порошки реагируют быстро, а крупные куски и монокристаллы долго;

5. присутствие в системе некоторых нерасходуемых веществ

Они могут замедлять реакцию это ингибиторы, и ускорять реакцию катализаторы.

Влияние катализатора сводится к снижению энергии активации. Катализатор образует нестойкие соединения с реагентами и изменяет природу лимитирующей стадии. На энергетической диаграмме показан гомогенный катализ (реакция в газе или растворе). Процесс разбивается на 2 стадии, с энергиями активации Ea1 и Ea2 и активными комплексами АК 1 и АК 2. В случае ингибитора АК 2 лежит выше по энергии, чем АК.

Химическое равновесие

Химическое равновесие и его признаки. Равновесие истинное и заторможенное (ложное). Принцип Ле-Шателье. Константа равновесия и ее связь с термодинамическими функциями. Химическое равновесие в гетерогенных системах.

Любой процесс приводит систему в состояние, при котором в ней не наблюдается никаких изменений при неизменных условиях. Такое состояние системы называется состоянием равновесия. Это весьма распространенное в природе состояние, которое достигается как при физических процессах, (испарение, растворение и т. д.) так и при химических реакциях. Поскольку законы физического и химического равновесия тождественны, их можно рассматривать совместно, называя законами физико-химическими равновесия.

Прежде чем перейти к рассмотрению законов равновесия, необходимо остановиться на тех признаках, по которым можно судить о наличии в системе этого состояния. Один из признаков равновесия - это неизменность системы со временем.

Однако этот признак является необходимым, но не достаточным. Никогда нельзя с уверенностью утверждать, что в системе нет изменений, так как неизвестно, сколько надо наблюдать за ней для того, чтобы констатировать изменения. Это зависит от скорости протекающих процессов: в системе в одну сторону может протекать процесс, но с такой малой скоростью, что практически невозможно заметить в ней изменения (за время, которым располагает исследователь). В этих случаях говорят, что система находится в состоянии ложного, или заторможенного, равновесия.

Если, например, смешать Н 2 и О 2, то в смеси происходит реакция:

2Н 2 (газ) +О 2(газ) = 2Н 2О(ж) ?Н <0, ?S <0

?G = ?Н - Т?S

т.е. низкие температуры способствуют протеканию прямого процесса.

Для обратного процесса Т>50000С.

Реакции, которые при определенных условиях одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.

Для реакции

аА + bВ = сС + dD

Vпр. = kпр [А]а [В]b Vобр. = kобр [С]с [D]d

Состояние системы, в которой одновременно протекают два взаимно противоположных процесса с равными скоростями, называется равновесным.

Условие истинного равновесия: ?G=0.

Несмотря на то, что концентрации исходных компонентов и продуктов реакции остаются постоянными при фиксированных внешних условиях, процессы не прекращаются, а идут в 2-х взаимно противоположных направлениях с равными скоростями. Это и есть динамическая характеристика равновесия.

КС - концентрационная константа равновесия. Зависит от температуры и Еакт. Применяется к стехиометрическому уравнению.

[А], … - молярные концентрации веществ.

Для газообразных реакций константа выражается через парциальные давления:

Если на равновесную систему оказать внешнее воздействие, то система изменит свои параметры, т.е. равновесие сместится.

Принцип Ле-Шателье: Если на равновесную систему оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону, уменьшающую это воздействие.

Зависимость смещения равновесия от:

1) температуры

При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндопроцесса.

а) экзотермический процесс ?Н <0, при t

равновесие смещается в сторону образования исходных веществ.

б) эндотермический процесс ?Н >0, при t

равновесие смещается в сторону образования продуктов.

Например, бурый газ NO2 превращается в бесцветный газ N2O4 c выделением тепла. Около 0ОС в равновесной смеси преобладает N2O4, а около 100ОС NO2.

2NO2 N2O4; Kp= pN2O4 / (pNO2)2

2) концентрации

а) при увеличении концентрации исходных веществ равновесие сместится в сторону образования продуктов реакции

б) при увеличении концентрации исходных веществ равновесие сместится в сторону образования продуктов реакции

3) давления (для газов)

При увеличении давления равновесие смещается в сторону с меньшим числом частиц.

При повышении давления, по принципу Ле-Шателье, усиливается реакция, идущая со снижением объёма и наоборот. Рассмотренная реакция с оксидами азота приводит к уменьшению объёма (из двух молей исходного газа получается 1 моль газа-продукта), поэтому при повышении давления в равновесной смеси становится больше N2O4.

Опыты:

1) взаимодействие тиосульфата натрия с раствором серной кислоты:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2 + Sv.

S2O32- + H+ S + HSO3-

Появление мелкокристаллической серы вызывает опалесценцию (помутнение) раствора. По этому признаку можно косвенно судить о скорости протекающей реакции

Зависимость смещения равновесия от:

Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие

Для этого опыта удобно использовать обpaтимую реакцию:

FeCl3 + 3 KCNS 3 Fe(CNS)3 + 3 KCl.

В этой системе только Fe(CNS)3 имеет интенсивную красную окраску, FeCl3 в разбавленном растворе окрашен в слабо желтый цвет, а растворы KCNS и KCl - бесцветны. Поэтому по интенсивности красного окрашивания можно судить о концентрации роданида железа, а по ее изменению делать вывод о смещении химического равновесия.

Влияние температуры на химическое равновесие (демонстрационный опыт)

Для выполнения опыта предлагается замкнутая система, содержащая газовую смесь оксида азота (IV) (NО 2) и его димера (N2O4).

Бурый газ NO2 превращается в бесцветный газ N2O4 c выделением тепла. Около 0ОС в равновесной смеси преобладает N2O4, а около 100ОС NO2.

2NO2 N2O4;

Kp= pN2O4 / (pNO2)2

При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндопроцесса.

Размещено на Allbest.ru