Учебное пособие Новокузнецк 2009
РАЗДЕЛ 2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
жүктеу/скачать 1.47 Mb.
|
15РАЗДЕЛ 2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ16Термины, определения, понятияКинетика. Под кинетикой понимают учение о скоростях химических реакций. Фаза. Фазой называют совокупность всех однородных частей системы, обладающих одинаковым химическим составом и одинаковыми свойствами. Гомогенные системы. Системы, состоящие из одной фазы, а также реакции, протекающие в ней, называются гомогенными. Химическая реакция в гомогенных системах протекает по всему объёму системы. Примеры гомогенных реакций: 2NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N2 (все вещества находятся в газообразном состоянии) 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O (все вещества находятся в жидком растворе) Гетерогенные системы. Системы, содержащие две и более число фаз, а также реакции, протекающие в них, называются гетерогенными. Реакции в гетерогенных системах протекают на поверхности раздела фаз. Например: CO2(газ) + С(тв) = 2СО(газ) (реакция протекает на поверхности углерода) Mg(тв) + 2HCl(ж) = MgCl2(ж) + Н2(газ) (реакция протекает на поверхности магния) Обратимость химических реакций. Все химические реакции можно разбить на две группы: необратимые и обратимые реакции. Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ, например: Zn(тв) + 2HCl(ж) = ZnCl2(ж) + H2(газ) При достаточном количестве соляной кислоты реакция закончится только тогда, когда весь цинк растворится. Реакция в обратном направлении термодинамически невозможна. Обратимые реакции протекают не до конца: при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, например: N2(газ) + 3Н2(газ) ↔ 2NH3(газ) Скорость химической реакции. Для определения скорости химической реакции достаточно знать, как меняется через определенные отрезки времени концентрация, хотя бы одного вещества, в единицу времени: (1) где (С2 – С1) – изменение концентрации вещества, моль/л; t – время протекания реакции, с; υср – средняя скорость в пределах отрезка времени t, моль/лс. Зависимость скорости от концентрации определяется законом действия масс: Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень их коэффициентов в уравнении реакций, например для гомогенной обратимой системы: 2SO2 + O2 = 2SO3 υпр. = k1C(SO2)2C(O2); υобр. = k2С(SO3)2, где υпр., υобр. – скорости прямой и обратной реакций, моль/лс; C(SO2), C(O2), C(SO3) – концентрации веществ, моль/л; k1, k2 – константы скорости прямой и обратной химической реакции, которые зависят от химической природы реагирующих веществ, температуры и наличия катализатора. Если в условиях гетерогенной реакции одно или несколько из реагирующих веществ находится в конденсированном состоянии и не образует растворов между собой, то о их концентрациях мы ничего не можем говорить. Так для гетерогенной реакции 3Fe(к) + 4Н2О(газ) = Fe3O4(тв) + 4Н2(газ)
υпр. = k1C(Н2О)4; υобр. = k2С(Н2)4. Для реакции CaCO3(тв) = CaO(тв) + СО2(газ) выражения скоростей реакции будут: υпр. = k1; υобр. = k2С(СО2). Правило Вант-Гоффа. В количественном отношении влияние температуры на скорость гомогенных реакций может быть выражено в приближенной форме правилом Вант-Гоффа: повышение температуры на 10 ˚С увеличивает скорость гомогенных химических реакций примерно в 2 – 4 раза. Математическое выражение: (2) где , – скорость реакций при температуре t1 и t2, моль/лс; γ – температурный коэффициент (принимает значение от 2 до 4).
Например, для гомогенной реакции N2 +3H2 = 2NH3 константа равновесия будет равна: ; для гетерогенной реакции 3Fe(тв) +4Н2О(газ) = Fe3O4(тв) + 4Н2(газ) где [NH3], [N2], [Н2], [Н2О] – концентрации веществ в состоянии равновесия (равновесные концентрации), моль/л. Принцип Ле Шателье-Брауна. Качественно зависимость химического равновесия от внешних условий описывается принципом Ле Шателье-Брауна: если на систему находящуюся в истинном равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих состояние равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного воздействия. (таблица 1) Влияние на химическое равновесие изменения температуры. Рассмотрим равновесную систему: Повышаем температуру. Такое воздействие вызовет усиление того из направлений реакции, которое сопровождается поглощением теплоты, то есть образованием СО, это и есть ослабление эффекта произведенного воздействия. Понижение температуры, наоборот, смещает равновесие в сторону протекания экзотермической реакции. Таким образом, при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции. Направление смещения равновесия в результате изменения температуры определяется знаком теплового эффекта. Степень смещения равновесия определяется величиной rН˚ реакции. Чем больше rН˚ реакции, тем значительнее влияние температуры, если rН˚ реакции близко к нулю, то изменение температуры практически не влияет на химическое равновесие. Влияние на химическое равновесие изменения давления. Рассмотрим равновесную систему: 2SO2(газ) + О2(газ) = 2SO3(газ). Из уравнения видно, что при взаимодействии 3 молей газа (2SO2, О2) образует 2 моля газа (2SO3). Протекание реакции связано с уменьшением объема системы. Таким образом, при увеличении давления, согласно принципу Ле Шателье, равновесие сместится в том направлении, которое уменьшит эффект произведенного воздействия, в нашем случае вправо, в сторону уменьшения объема. Отсюда при увеличении давления равновесие системы смещается в сторону образования меньшего числа молей газа. При уменьшении давления равновесие смещается в сторону образования большего числа молей газа. Изменение давления не влияет на химическое равновесие, когда в системе нет газообразных компонентов или их число молей в правой или левой частях системы одинаково. Влияние на химическое равновесие изменения концентраций веществ, входящих в данную систему. Рассмотрим равновесную систему: N2(газ) + 3 Н2 (газ) = 2NH3(газ). Химическое равновесие определяется равенством скоростей прямого и обратного процесса: υпр. = υобр.; k1C(N2)C(Н2)3 = k2(NH3)2. При изменении концентрации какого-либо вещества, скорость реакции увеличивается или уменьшается. Например, если увеличить концентрацию водорода, то скорость прямой реакции возрастет: υпр. > υобр – равновесие системы сместится вправо. И наоборот, если уменьшить концентрацию азота, то скорость прямой реакции уменьшится: υпр. < υобр – равновесие системы сместится влево.
исходных
веществ↑ повышениеРавновесие смещается в сторону целевого продукта↓ понижениеРавновесие смещается в сторону исходных веществ Катализ. Каталитическими называются реакции, в которых скорость реакции изменяется в результате введения в реакционную систему тех или других веществ (катализаторов), состав и количество которых остаются неизменным к концу реакции. Существует положительный катализ, приводящий к увеличению скорости, и отрицательный катализ, приводящий к уменьшению скорости реакции. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества составляют одну фазу. Каталитические реакции при гомогенном катализе протекают по всему объему системы. При гетерогенном катализе каталитическая реакция протекает на поверхности катализатора: реагирующие вещества адсорбируются на поверхности катализатора. Атомы или группы атомов катализатора образуют с реагирующим веществом активные комплексы или неустойчивые химические соединения. Благодаря этому снижается энергия активации и реакция протекает в том или ином термодинамически возможном направлении. жүктеу/скачать 1.47 Mb. Достарыңызбен бөлісу:
|