Кинетика химических процессов. Химическое равновесие.

Химическая кинетика – учение о скорости и механизме химических реакций.

Характер взаимодействия между веществами зависит от агрегатного (фазового) состояния продуктов и реагентов. Продукты и реагенты вместе взятые образуют физико-химическую систему. Совокупность однородных частей системы, обладающих одинаковым химическим состоянием и свойствами, и отделенных от остальных частей системы поверхностью раздела называется фазой. Система, состоящая из одной фазы - гомогенная, система, содержащая несколько фаз -гетерогенная.  

Пример гомогенной реакции:

HCl (р-р) + NaOH (р-р) → NaCl (р-р) + Н₂О

Пример гетерогенной реакции:

Zn (крист.) + HCl (р-р) → ZnCl ₂ (р-р) + H ₂ ↑

Скорость гомогенной реакции определяется числом молей вещества, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени при единице объема.

υ _гом.= ±    ∆ n = ± ∆ C        (моль/см³*с)

           v*∆ t       ∆ t

Скорость гетерогенной реакции определяется числом молей вещества, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции на единице поверхности за единицу времени

υ _гет.=   ∆ n

       S*∆ t  

 

       

 

 

 

 

 

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры, присутствия катализатора, от давления - в случае газовых реакций, от степени измельчения - в случае твердых веществ.

Зависимость скорость химической реакции от концентрации (Закон действующих масс):

Скорость химической реакции прямопропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

аА+bВ → сС+dD

υ = k С_А^а · С_В^b    или υ = k [A]^а · [В]^b,

где abcd – стехиометрические коэффициенты, k – константа скорости химической реакции. С_А, С_В, [A]^а, [В]^b - концентрации реагирующих веществ, a, b – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

 

Пример. Напишите выражение скорости химической реакции для системы:

2Н₂ (г) + 2 NO (г) = N₂(г) + 2 Н₂О (г)

υ = k [Н₂]² · [NO]²

В случае гетерогенных реакций, в которых наряду с газообразными участвуют вещества, находящиеся в твердом состоянии или жидкое вещество образующие самостоятельные фазы и не меняющие своих свойств в ходе реакции, взаимодействие происходит на поверхности раздела фаз. Концентрации веществ, образующих твердую или жидкую фазу, остаются постоянными и не влияют на скорость реакции. Поэтому в выражение скорости реакции включаются только концентрации газообразных компонентов.

 

Пример. Напишите выражение скорости химической реакции для системы

(реакция горения угля):

С_(к)+О_2(г) =СО_2(г)

υ = k [О₂], т.е. скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода.

Пример. Как изменится скорость химической реакции 2 NO _(г) + O _2(г) = 2 NO _2(г), если: а) концентрацию оксида азота ( II ) увеличить в 5 раз, б) объем системы увеличить в 2 раза.

Решение. а) Согласно закону действующих масс первоначально скорость реакции равна: υ = k [NO]² · [O₂]. После увеличения концентрации оксида азота (II) в 5 раз скорость реакции равна: υ ^´ = k [5NO]² · [O₂] = 25 k [NO]² · [O₂].

Следовательно, скорость реакции возрастает в 25 раз.

 

б) При увеличении объема системы в 2 раза концентрация каждого из газообразных реагирующих веществ уменьшится в 2 раза:

Скорость реакции после увеличения объема:

[NO]² · [O₂].

Следовательно, при увеличении объема системы в 2 раза скорость реакции уменьшится в 8 раз.

 

Пример. Как изменится скорость реакции 2Mg_(к) + O_2(г) = 2MgO_(к), если общее давление в системе увеличить в 5 раз.

Скорость этой гетерогенной реакции зависит только от концентрации газообразного вещества (кислорода), так как в уравнении скорости реакции концентрация твердого вещества (Mg_(к)) не входит: υ = k [О₂].

Увеличение давления в системе в 5 раз вызовет уменьшение объема системы в 5 раз, а концентрация газообразного кислорода возрастает в

5 раз, и скорость реакции будет равна: υ ´ = k · 5[О₂] = υ ´ = 5k · [О₂]. Следовательно, после увеличения давления в 5 раз скорость реакции возрастает в 5 раз.

 

Влияние температуры на скорость реакции    

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается следующим соотношением:

  ,

где t₁, t₂ – температура реакции, V₁, V₂ – скорости реакций при данных температурах, g - температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличится скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10 градусов.

Пример. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70⁰С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

       В данном примере температура повысилась на 40^°С (Dt = t₂ – t₁), скорость реакции будет равна:

      

Следовательно, при повышении температуры на 40^°С скорость реакции увеличится в 16 раз.

Сначала считалось, что с ростом температуры возрастает скорость движения частиц, число столкновений, но детально изучив этот процесс, выяснилось, что число соударений увеличивается незначительно. Кроме того было обнаружено, что не каждое взаимодействие частиц приводит к их взаимодействию. Т.к. исходные вещества находятся в стабильном состоянии, для того, чтобы произошел разрыв старых связей, необходимо, чтобы затрачивалась энергия. Те молекулы, которые обладают избытком энергии, по сравнению со средним запасом энергии всех частиц, могут преодолеть такой энергетический барьер. Молекулы, которые обладают повышенной энергией это активные «горячие» молекулы. Поэтому повышение температуры увеличивает число таких активных молекул.

Минимальная энергия, необходимая для того, чтобы частицы реагентов, обладающие средним запасом энергии перешли в активное состояние и смогли участвовать в химической реакции называется энергией активации. (Е_а, кДж/моль).

Е_а – энергия активации прямого процесса;

∆ Н - тепловой эффект реакции;

∆ Н

Е_а^´ - энергия активации обратного процесса.

 

Для того, чтобы реагирующие вещества АВ и С образовали продукты реакции А и ВС они должны преодолеть энергетический барьер. На это затрачивается некоторая энергия активации. При этом в ходе реакции из частиц реагирующих веществ образуется промежуточная неустойчивая группировка, так называемый активированный комплекс А-В-С, последующий распад которого приводит к образованию конечных продуктов А и ВС. Если при распаде активированного комплекса выделяется больше энергии, чем это необходимо для активации молекул, то реакция - экзотермическая, в противном случае - эндотермическая.

Катализ – явление изменения скорости химической реакции под действием катализатора.

Катализатор – это вещества, влияющие на скорость химической реакции и остающиеся после нее химически неизменными.

Положительный катализаторы – увеличивают скорость химической реакции

Отрицательный катализаторы – уменьшают скорость химической реакции (ингибиторы).

Виды катализа:

1) Гомогенный и реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе, тогда процесс протекает во всем объеме системы.

NO (г)

SO_2(г)+О_2(г) → SO_3(г)

2) Гетерогенный если реагенты и катализатор находятся в разных фазах:

 V₂O₅ (т)

SO_2(г)+О_2(г) → SO_3(г)

3) Автокатализ – это процесс, где катализатор становится одним из продуктов реакции:

KMnO₄ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → Mn²⁺ SO₄ +  K₂SO₄ + H₂O

 Катализатором этой реакции являются ионы Mn²⁺. При комнатной температуре эта реакция вначале протекает медленно, но по мере накопления в растворе продукта-катализатора, она ускоряется.

Считается, что катализатор создает новый путь протекания химической реакции или реакция начинает идти по другому механизму. Реагенты с катализаторами создают активированный комплекс.

    К

А+В → АВ

1) А + К → [ А…К ] промежуточный комплекс, снижает энергию активации

2) [ А…К ] + В → АВ + К

 

 

⇐ Предыдущая123456789Следующая ⇒

Поделиться: