Химическая кинетика и равновесие реферат

Обновлено: 05.07.2024

Химическая кинетика — это учение о химическом процессе, его механизме и закономерностях протекания во времени. При исследовании химических реакций, в частности, используемых в химической технологии, применяют как методы химической термодинамики, так и методы химической кинетики. Химическая термодинамика позволяет вычислить тепловой эффект данной реакции, а также предсказать, осуществима ли данная реакция и ее состояние равновесия, т. е. предел, до которого она может протекать. Для этого необходимо иметь данные о термодинамических параметрах всех компонентов только в начальном и конечном состояниях системы. Но для практики нужно знать не только возможность осуществления данной реакции, но и скорость ее протекания. Ответ на этот вопрос дает химическая кинетика. Для получения закономерностей должны быть известны не только начальное и конечное состояния системы, но и путь, по которому протекает реакция, а он обычно заранее неизвестен. Поэтому получить кинетические закономерности сложнее, чем термодинамические. Зная эти закономерности (математическую модель) изучаемой химической реакции и ее кинетические параметры, можно рассчитать ее скорость и оптимальные условия проведения в промышленном реакторе. С середины XX в. начала развиваться сначала так называемая линейная, а потом нелинейная термодинамика неравновесных процессов, в которую время входит как параметр. Химические реакции, как правило, являются сложными, т. е. протекают через ряд элементарных стадий. Элементарной стадией химической реакции называется сумма актов химического превращения при одновременном сближении (столкновении) нескольких (обычно двух) частиц; при этом энергия связей перераспределяется между атомами с образованием активированного комплекса с его последующим распадом и получением новых частиц.

В основе современной химической кинетики лежат две теории: теория активных столкновений (ТАС) и теория активированного (переходного) комплекса (ТАК).

1. Теория активных столкновений

(теория бинарных соударений) ТАС

Основные предпосылки:

1. Молекулы представляют в виде шариков.

2. Для того, чтобы произошло взаимодействие, необходимо столкновение.

3. Процесс протекает только в том случае, если энергия столкновения больше или равна определенному значению энергии, которая называется энергией активации.

В основу этой теории положено два учения: молекулярно-кинетическая теория и теория Больцмана.
Вывод уравнения ТАС.
z – общее число столкновений в единицу времени.

Д – эффективный диаметр молекул;

n – число молекул в единице объема;

M – молекулярная масса.

С помощью закона Больцмана определяем количество активных столкновений z, т.е. таких, в которых энергия превышает энергию активации:

Тогда доля активных столкновений составит:

Рассмотрим бимолекулярную газовую реакцию типа: 2А, где Р – продукты реакции. Например, это может быть разложение йодистого водорода:

Теперь заметим, что в результате каждого активного столкновения расходуется две молекулы исходного вещества. Поэтому количество прореагировавших молекул в единице объема будет равна удвоенному количеству активных столкновений в то же время и в том же объеме:

Отсюда видно, что скорость реакции зависит от квадрата концентрации.

Сравнение этих уравнений позволяет установить физический смысл предэкспоненциального множителя k, который оказывается пропорциональным общему количеству столкновений всех молекул в единице объема за единицу времени.

В общем виде уравнение Аррениуса для всех типов реакций часто пишут в виде:

k=z уравнение Аррениуса

Константа, рассчитанная по этому уравнению, не дает совпадения с экспериментальными данными. Для корректировки в это уравнение вводят стерический фактор р.

Тогда уравнение Аррениуса с точки зрения ТАС запишется следующим образом:

Считается, что стерический фактор отличается от единицы потому, что для осуществления реакции необходима определенная ориентация реагирующих молекул.

В этом уравнении Е – энергия активации, рассчитанная по ТАС, абсолютная (истинная) энергия активации, а экспериментальная – эффективная энергия активации.

Факты, которые не объясняет ТАС:

1. Не дает метода теоретического расчета энергии активации.

2. Не объясняет протекания в растворах.

3. Не объясняет природы стерического фактора.
Мономолеклярные реакции с точки зрения ТАС. Теория Линдемана
В элементарном акте мономолекулярной реакции участвует всего одна молекула. В соответствии с теорией активных столкновений реакция начинается со встречи двух активных молекул. Количество столкновений пропорционально квадрату концентраций. Поэтому, казалось бы, что мономолекулярные реакции, как и бимолекулярные, должны иметь порядок, равный двум. Но многие мономолекулярные реакции описываются уравнением первого порядка, причем порядок реакции может изменяться при изменении концентрации (давления) и быть дробным.

Объяснение механизмов газовых мономолекулярных реакций дано Линдеманом. Он предположил, что после столкновения активные молекулы могут не только распадаться на продукты реакции, но и дезактивироваться. Механизм реакции представляется двухстадийным:

A– активная молекула.

На первом этапе происходит перераспределение энергии, в результате чего одна молекула становится активной, а другая дезактивируется.

На второй стадии оставшиеся активные молекулы мономолекулярно превращаются в продукты реакции.

Рассмотрим стационарный процесс:

Выразим концентрацию активной частицы А * : . Подставим это выражение в выражение скорость определяющей стадии (вторая стадия):

уравнение Линдемана
Анализ уравнения Линдемана:

1. С_А– очень маленькая. В этом случае промежутки между столкновениями молекул настолько велики, что дезактивация происходит редко. Распад активных молекул на продукты происходит без затруднений; лимитирующей стадией является стадия активации. В связи с этим в уравнении Линдемана пренебрегаем в знаменателе относительно k₃ ( >k₃).

; n=1 (реакция первого порядка)

3. С_А– средняя. В этом случае мономолекулярные реакции могут иметь дробный порядок (1 2. Теория активированного комплекса (ТАК)

или теория переходного состояния (ТПС)
Более совершенной является теория переходного состояния, в которой в качестве условия возможности протекания реакции рассматривается не столкновение двух молекул, а образование ими непрочного промежуточного комплекса, что позволяет сразу учесть необходимость определенной ориентации реагирующих молекул. Энергия системы зависит от взаимного расположения (конфигурации) атомов и сил взаимодействия между ними. Сама химическая реакция рассматривается как переход от начальной конфигурации атомов (исходные вещества) к конечной (продукты реакции) при непрерывном изменении соответствующих координат (межатомных расстояний, валентных углов). В ходе этого процесса непрерывно изменяется энергия всей системы, при этом всегда образуется некоторая промежуточная конфигурация атомов, соответствующая максимуму потенциальной энергии системы, - эту конфигурацию и называют активным ( промежуточным ) комплексом. Активный комплекс не является, в отличие от обычной молекулы, устойчивой частицей, так как соответствует максимуму, а не минимуму потенциальной энергии.

Основные положения теории:

1. В ходе процесса молекулы постепенно приближаются друг к другу, в результате чего меняются межъядерные расстояния.

2. В ходе реакции образуется активированный комплекс, когда один из атомов становится как бы обобществленным, и межъядерное расстояние становится одинаковым.

3. Активированный комплекс превращается в продукты реакции.

Например, реакцию разложения йодоводорода можно представить следующим образом:

Сначала две молекулы HJ расположены достаточно далеко друг от друга. При этом существует взаимодействие лишь между атомами в молекуле. После сближения на достаточно короткое расстояние начинают возникать связи между атомами, входящими в состав разных молекул, и связи H – J становятся более слабыми. В дальнейшем они ещё более ослабевают и полностью разрываются, а новые связи H – H и J – J, наоборот, упрочняются. В результате происходит перегруппировка атомов и вместо исходных молекул НJ образуются молекулы Н₂ и J₂. В процессе сближения и перегруппировки атомов молекулы образуют некоторый малоустойчивый активированный комплекс из двух молекул водорода и двух молекул йода; комплекс существует очень недолго и в дальнейшем распадается на молекулы продуктов. На его образование необходима затрата энергии, равная энергии активации.

Представление об активированном комплексе и об энергии активации подтверждается с помощью энергетических диаграмм, построение которых используется в ТАК.

Активированный комплекс всегда имеет избыток энергии по сравнению с энергией реагирующих частиц.
А–В+D → A+B–D

переходное состояние

Е₁ – энергия связи BD без А.

Е₂ – энергия связи АB без D.

Е₃ – энергия связи переходного состояния.

Е₄ – энергия свободных атомов.

Е₃ – Е₂ = Е активации прямой реакции.

Е₂ – Е₁ = ∆Н тепловой эффект реакции.

Е₄ – Е₂ – энергия разрыва связи АВ.

Е₄ – Е₁ – энергия разрыва связи ВD.
Так как энергия разрыва связей Е₄ >> Е активации, то реакция протекает с образованием активированного комплекса без предварительного разрыва связей.
Вывод основного уравнения ТАК.
Скорость процесса определяется скоростью прохождения активированным комплексом расстояния .

– время жизни активированного комплекса.

– концентрация активированного комплекса.

, где – средняя скорость прохождения АК через барьер.

– масса комплекса; Т – температура, К.

Тогда время жизни комплекса равно:

Скорость процесса: . Подставим в это выражение значение времени жизни комплекса :

– скорость реакции.
В уравнение вводится трансмиссионный коэффициент , показывающий, какая доля активированных комплексов переходит в продукты реакции.

Рассмотрим бимолекулярную реакцию с позиции ТАК:

Скорость процесса описывается кинетическим уравнением второго порядка: .

Выразим константу скорости:

– выражение константы равновесия.

Константу равновесия процесса образования продуктов реакции и исходных веществ можно представить следующим образом:

к* – константа равновесия процесса образования активированного комплекса;

h – постоянная Планка.

Подставим это выражение в выражение константы скорости бимолекулярной реакции:

уравнение Эйринга

Это уравнение позволяет связать кинетические параметры с термодинамическими.

1. Вводится понятие теплоты и энтропии активации.

2. С помощью этого уравнения можно рассчитать абсолютные скорости химического процесса.
Физический смысл энтропии активации.
Энтропия активации S* – это изменение энтропии при образовании активированного комплекса.

∆S* не связана с ∆S реакции.

Константа скорости реакции может быть выражена через термодинамические параметры:

– подставим это выражение в уравнение Эйринга

основное уравнение ТАК

Физический смысл энтальпии активации.
Прологарифмируем уравнение Эйринга:

Возьмем дифференциал по температуре Т:

– связь между экспериментальной Е_акт. и энтальпией активации.

Сопоставляя эти уравнения, можно заметить, что энтальпия активации есть ни что иное, как энергия активации; – энтропия активации численно равна предэкспоненциальному множителю и произведению pz.

д. б. k₁ k₂ здесь играет роль энтропийный фактор

Ингибитор влияет на энтропийный фактор.

1. Химическая реакция всегда протекает с несоизмеримо меньшей скоростью, чем это соответствует расчету с предположением результативности каждого соударения.

2. Для сходных реакций при одинаковых температурах и концентрациях число соударений приблизительно одинаково, а скорость может отличаться в десятки тысяч раз.

3. Число соударений с изменением температуры на 10 град изменяется на 2-3%, однако скорость реакции изменяется в 2-4 раза.

Недостатки: не может быть объяснена резкая температурная зависимость скорости реакции. Не позволяет рассчитывать значение энергии активации исходя из параметров молекул реагирующих веществ.

Теория активного комплекса применима к реакциям, протекающим в растворах, тогда как теория столкновений хорошо описывает только реакции, протекающие в газовой фазе. Дело в том, что молекулы реагентов в жидкости находятся на более близком расстоянии, когда силы взаимодействия между ними нельзя считать малыми или даже отсутствующими, что часто допустимо в газах.

Химическая кинетика – раздел химии, который изучает скорость химической реакции и факторы влияющие на неё.

О принципиальной осуществимости процесса судят по значению изменения энергии Гиббса системы. Однако оно ничего не говорит о реальной возможности реакции в данных условиях, не даёт представления о скорости и механизме процесса.

Изучение скоростей реакций позволяет выяснить механизм сложных химических превращений. Это создаёт перспективу для управления химическим процессом, позволяет осуществлять математическое моделирование процессов.

Реакции могут быть:

1. гомогенными – протекают в одной среде (в газовой фазе); проходят во всём объёме;

2. гетерогенными – протекают не в одной среде (между веществами, находящимися в разных фазах); проходят на границе раздела.

Под скоростью химической реакции понимают число элементарных актов реакции, проходящих в единицу времени в единице объёма (для гомогенных реакций) и на единицу поверхности (для гетерогенных реакций).

Так как при реакции изменяется концентрация реагирующих веществ, то скорость обычно определяют как изменение концентрации реагентов в единицу времени и выражают в . При этом нет необходимости следить за изменением концентрации всех веществ, входящих в реакцию, поскольку стехиометрический коэффициент в уравнении реакции устанавливает соотношение между концентрациями, т.е. при скорость накопления аммиака вдвое больше скорости расходования водорода.

Скорость в интервале времени – истинная мгновенная скорость – 1‑ая производная концентрации по времени.

Скорость химических реакций зависит :

1. от природы реагирующих веществ;

2. от концентрации реагентов;

3. от катализатора;

4. от температуры;

5. от степени измельчения твёрдого вещества (гетерогенные реакции);

6. от среды (растворы);

7. от формы реактора (цепные реакции);

8. от освещения (фотохимические реакции).

Основной закон химической кинетики – закон действующих масс : скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в реакции

: ,

где – постоянная скорости химической реакции

Физический смысл при .

Если в реакции участвуют не 2‑е частицы, а более , то: ~ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, т.е.: , где

– показатель порядка реакции в целом (реакции первого, второго, третьего … порядков).

Число частиц, участвующих в этом акте реакции определяет молекулярность реакции :

мономолекулярная ()

бимолекулярная ()

тримолекулярная.

Больше 3‑х не бывает, т.к. столкновение более 3‑х частиц сразу – маловероятно.

Когда реакция идёт в несколько стадий, то общая реакции = наиболее медленной стадии (лимитирующей стадии).

Зависимость скорости реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа : при увеличении температуры на , скорость химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза: .

где – температурный коэффициент скорости химической реакции .

Не всякое столкновение молекул сопровождается их взаимодействием. Большинство молекул отскакивают как упругие шарики. И только активные при столкновении взаимодействуют друг с другом. Активные молекулы обладают некоторой избыточной но сравнению с неактивными молекулами, поэтому в активных молекулах связи между ними ослаблены.

Энергия для перевода молекулы в активное состояние – энергия активации . Чем она меньше, тем больше частиц реагируют, тем больше скорость химической реакции.

Величина зависит от природы реагирующих веществ. Она меньше диссоциации – наименее прочной связи в реагентах.

Изменение в ходе реакции:

выделяется (экзотермическая)

С увеличением температуры число активных молекул растёт, поэтому увеличивается.

Константа химической реакции связана с

: ,

где – предэкспоненциальный множитель (связан с вероятностью и числом столкновений).

В зависимости от природы реагирующих веществ и условий их взаимодействия, в элементарных актах реакций могут принимать участие атомы, молекулы, радикалы или ионы.

Свободные радикалы чрезвычайно реакционноспособны, активных радикальных реакций очень мала ().

Образование свободных радикалов может происходить в процессе распада веществ при температуре, освещении, под действием ядерных излучений, при электроразряде, сильных механических воздействиях.

Многие реакции протекают по цепному механизму . Особенность цепных реакций состоит в том, что один первичный акт активации приводит к превращению огромного числа молекул исходных веществ.

Например: .

При обычной температуре и рассеянном освещении реакция протекает крайне медленно. При нагревании смеси газов или действия света, богатого УФ лучами (прямой солнечный свет, свет от горящего ) смесь взрывается.

Эта реакция протекает через отдельные элементарные процессы. Прежде всего, за счёт поглощения кванта энергии УФ лучей (или температуры) молекула диссоциируется на свободные радикалы – атомы : , затем , затем и т.д.

Естественно, возможно столкновение свободных радикалов и друг с другом, что приводит к обрыву цепей: .

Кроме температуры на реакционную способность веществ существенное влияние оказывает свет. Воздействие света (видимого, УФ) на реакции изучает раздел химии – фотохимия.

Фотохимические процессы весьма разнообразны. При фотохимическом действии молекулы реагирующих веществ, поглощая кванты света, возбуждаются, т.е. становятся реакционноспособными или распадаются на ионы и свободные радикалы. На фотохимических процессах основана фотография – воздействие света на светочувствительные материалы (фотосинтез).

Одним из наиболее распространённых в химической практике методов ускорения химических реакций является катализ . Катализаторы – вещества, изменяющие химической реакции за счёт участия в промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой химический состав.

Увеличение каталитической реакции связано с меньшей нового пути реакции. Т.к. в выражении для входит в отрицательный показатель степени, то даже небольшое уменьшение вызывает очень большое увеличение химической реакции.

Существуют 2 вида катализаторов :

Биологические катализаторы – ферменты .

Ингибиторы – вещества, замедляющие химической реакции.

Промоторы – вещества, усиливающие действие катализаторов.

Реакции, которые протекают только в одном направлении и идут до конца – необратимые (образование осадка, выделение газа). Их мало.

Большинство реакций – обратимые : .

Согласно закону действия масс: – химическое равновесие .

Состояние системы, в которой прямой реакции = обратной реакции, называется химическим равновесием .

С увеличением температуры, : для эндотермической реакции возрастает, для экзотермической реакции убывает для остаётся постоянным.

Влияние различных факторов на положение химического равновесия определяется принципом Ла-Шателье : если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в системе усиливаются процессы, стремящиеся уменьшить это воздействие.

В состоянии равновесия .

Химическая кинетика и ее значение в управлении химическими процессами. Классификация реакций по средам протекания, их отличительные черты. Скорость химических реакций, зависимость ее от температуры среды и наличия света. Принцип действия катализаторов.

Рубрика	Химия
Вид	реферат
Язык	русский
Дата добавления	29.05.2009
Размер файла	152,7 K

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Химическая кинетика

Химическое равновесие

Химическая кинетика - раздел химии, который изучает скорость химической реакции и факторы влияющие на неё.

Реакции могут быть:

1. гомогенными - протекают в одной среде (в газовой фазе); проходят во всём объёме;

2. гетерогенными - протекают не в одной среде (между веществами, находящимися в разных фазах); проходят на границе раздела.

Скорость в интервале времени - истинная мгновенная скорость - 1_ая производная концентрации по времени.

Скорость химических реакций зависит:

1. от природы реагирующих веществ;

2. от концентрации реагентов;

3. от катализатора;

4. от температуры;

5. от степени измельчения твёрдого вещества (гетерогенные реакции);

6. от среды (растворы);

7. от формы реактора (цепные реакции);

8. от освещения (фотохимические реакции).

Основной закон химической кинетики - закон действующих масс: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в реакции

где - постоянная скорости химической реакции

Физический смысл при .

Если в реакции участвуют не 2_е частицы, а более , то: ~ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, т.е.: , где

- показатель порядка реакции в целом (реакции первого, второго, третьего … порядков).

Число частиц, участвующих в этом акте реакции определяет молекулярность реакции:

Больше 3_х не бывает, т.к. столкновение более 3_х частиц сразу - маловероятно.

Когда реакция идёт в несколько стадий, то общая реакции = наиболее медленной стадии (лимитирующей стадии).

Зависимость скорости реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа: при увеличении температуры на , скорость химической реакции увеличивается в 2 - 4 раза: .

где - температурный коэффициент скорости химической реакции .

Энергия для перевода молекулы в активное состояние - энергия активации . Чем она меньше, тем больше частиц реагируют, тем больше скорость химической реакции.

Величина зависит от природы реагирующих веществ. Она меньше диссоциации - наименее прочной связи в реагентах.

Изменение в ходе реакции:

С увеличением температуры число активных молекул растёт, поэтому увеличивается.

Константа химической реакции связана с

где - предэкспоненциальный множитель (связан с вероятностью и числом столкновений).

Свободные радикалы чрезвычайно реакционноспособны, активных радикальных реакций очень мала ().

Многие реакции протекают по цепному механизму. Особенность цепных реакций состоит в том, что один первичный акт активации приводит к превращению огромного числа молекул исходных веществ.

Естественно, возможно столкновение свободных радикалов и друг с другом, что приводит к обрыву цепей: .

Кроме температуры на реакционную способность веществ существенное влияние оказывает свет. Воздействие света (видимого, УФ) на реакции изучает раздел химии - фотохимия.

Фотохимические процессы весьма разнообразны. При фотохимическом действии молекулы реагирующих веществ, поглощая кванты света, возбуждаются, т.е. становятся реакционноспособными или распадаются на ионы и свободные радикалы. На фотохимических процессах основана фотография - воздействие света на светочувствительные материалы (фотосинтез).

Одним из наиболее распространённых в химической практике методов ускорения химических реакций является катализ. Катализаторы - вещества, изменяющие химической реакции за счёт участия в промежуточном химическом взаимодействии с компонентами реакции, но восстанавливающие после каждого цикла промежуточного взаимодействия свой химический состав.

Существуют 2 вида катализаторов:

Биологические катализаторы - ферменты.

Ингибиторы - вещества, замедляющие химической реакции.

Промоторы - вещества, усиливающие действие катализаторов.

Реакции, которые протекают только в одном направлении и идут до конца - необратимые (образование осадка, выделение газа). Их мало.

Большинство реакций - обратимые: .

Согласно закону действия масс: - химическое равновесие.

Состояние системы, в которой прямой реакции = обратной реакции, называется химическим равновесием.

Влияние различных факторов на положение химического равновесия определяется принципом Ла-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в системе усиливаются процессы, стремящиеся уменьшить это воздействие.

В состоянии равновесия .

Подобные документы

Основные понятия и законы химической кинетики. Кинетическая классификация простых гомогенных химических реакций. Способы определения порядка реакции. Влияние температуры на скорость химических реакций. Сущность процесса катализа, сферы его использования.

реферат [48,6 K], добавлен 16.11.2009

Понятие о химической кинетике. Взаимодействие кислорода с водородом. Механизмы химических реакций. Влияние температуры на скорость реакций. Понятие об активном комплексе. Влияние природы реагирующих веществ на скорость реакций. Закон действия масс.

реферат [237,9 K], добавлен 27.04.2016

Определение содержания химической кинетики и понятие скорости реакции. Доказательство закона действующих масс и анализ факторов, влияющих на скорость химических реакций. Измерение общей энергии активации гомогенных и гетерогенных реакций, их обратимость.

презентация [100,2 K], добавлен 11.08.2013

Гомогенные и гетерогенные реакции: мрамора с соляной кислотой. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа. Катализатор нейтрализации выхлопных газов автомобиля. Три признака химического равновесия.

презентация [304,0 K], добавлен 27.04.2013

Химическая кинетика изучает закономерности химических превращений веществ во времени в процессе перехода реагирующей системы к термодинамическому равновесию. Кинетические уравнения простых реакций. Основной закон химической кинетики Гульдберга-Вааге.

реферат [38,1 K], добавлен 29.01.2009

Химическая реакция как превращение вещества, сопровождающееся изменением его состава и (или) строения. Признаки химических реакций и условия их протекания. Классификация химических реакций по различным признакам и формы их записи в виде уравнений.

реферат [68,7 K], добавлен 25.07.2010

Факторы, влияющие на скорость реакции: концентрация реагирующих веществ или давление, природа реагирующих веществ, температура процесса и наличие катализатора. Пример гомогенных и гетерогенных реакций. Принцип Ле Шателье. Распределение молекул по энергии.

Изучение особенностей и закономерностей течения химических реакций, как продолжение формирования представлений о различных типах химических реакций по признаку обратимости.

Обобщение и конкретизация знаний о закономерностях химических реакций, формирование умений и навыков определять, объяснять особенности и, вытекающие из них условия, необходимые для протекания той или иной реакции.3) Расширить и углубить знания о многообразии химических процессов 4) Рассмотреть этот раздел химической науки как важнейший в прикладном аспекте и рассмотреть представления о химическом равновесии - как частном случае единого закона природного равновесия, стремления к компенсации, устойчивости равновесия в единстве с основной формой существования материи, движении, динамики.

Содержание

Введение…………………………………………………………. 1
Равновесие в химических реакция……………………………….2
Смещение химического равновесия. Принциа Ле-Шателье…. 5
Скорость реакции и равновесие………………………………….7
Список используемой литературы………………………………13

Работа состоит из 1 файл

Химия реферат.docx

ГБОУ ВПО ВГМУ Минздравсоцразвития России

Реферат на тему

Выполнила: студентка 101 группы стоматологического факультета Воронцова Дарья

Преподаватель: Ситникова А.А.

Зам кафедры: Иванова Н.С.

Равновесие в химических реакция……………………………….2

Смещение химического равновесия. Принциа Ле-Шателье…. 5

Скорость реакции и равновесие………………………………….7

Список используемой литературы………………………………13

Введение

Изучение особенностей и закономерностей течения хими ческих реакций, как продолжение формирования представлений о различных типа х химических реакций по признаку обратимости.

Обобщение и конкретизация знаний о закономерностях химических реакций, формирование умений и навыков определять, объяснять особенности и, вытекающие из них условия, необходимые для протекания той или иной реакции.3) Расширить и углубить знания о многообразии химических процессов 4) Рассмотреть этот раздел химической науки как важнейший в прикладн ом аспекте и рассмотреть представ ления о химическом равновесии - как частном случае единого закона природного равновесия, стремления к компенсации, устойчивости равновесия в единстве с основной формой существования материи, движении, динамики.

Рассмотреть тему: “Обратимые и необратимые реакции" на конкретных примерах, используя предшествующие представления о скорости химических реакций.
Продолжить изучение особенностей обратимых химических реакций и формирование представлений о химическом равновесии как динамичном состоянии реагирующей системы.
Изучить принципы смещения химического равновесия и пронаблюдать условия смещения химического равновесия.

Равновесие в химических реакциях

Химические реакции - это явления, при которых одно (или одни) вещества превращаются в другие, доказательством этого являются видимые и невидимые изменения. Видимые: изменения цвета, запаха, вкуса, выпадение осадка, изменение окраски индикатора, поглощение и выделение тепла. Невидимые: изменение состава вещества, которое можно определить с помощью качественных и аналитических реакций. Все эти реакции можно подразделить на два типа: обратимые и необратимые реакции.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V₁) равна скорости обратной реакции (V₂). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K₁) и обратной (K₂) реакций.

Для реакции mA + nB pC + dD константа равновесия равна

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции. В состоянии равновесия молекулы не перестают испытывать соударения, и между ними не прекращается взаимодействие, но концентрации веществ остаются постоянными. Эти концентрации называются равновесными.

Равновесная концентрация - концентрация вещества, участвующего в обратимой химической реакции, достигшей состояния равновесия.

Равновесная концентрация обозначается формулой вещества, взятой в квадратные скобки, например:

Как и любая другая концентрация, равновесная концентрация измеряется в молях на литр.

Если бы в рассмотренных нами примерах мы взяли другие концентрации исходных веществ, то после достижения равновесия получили бы другие значения равновесных концентраций. Эти новые значения (обозначим их звездочками) будут связаны со старыми следующим образом:

В общем случае для обратимой реакции aA + bB dD + fF в состоянии равновесия при постоянной температуре соблюдается соотношение

Это соотношение носит название закон действующих масс, который формулируется следующим образом:

при постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам, есть величина постоянная.

Постоянная величина (К_С) называется константой равновесия данной реакции. Индекс " с" в обозначении этой величины показывает, что для расчета константы использовались концентрации.

Если константа равновесия велика, то равновесие сдвинуто в сторону продуктов прямой реакции, если мала, то - в сторону исходных веществ. Если константа равновесия очень велика, то говорят, что реакция " практически необратима", если константа равновесия очень мала, то реакция " практически не идет".Константа равновесия - для каждой обратимой реакции величина постоянная только при постоянной температуре. Для одной и той же реакции при разных температурах константа равновесия принимает разные значения.Приведенное выражение для закона действующих масс справедливо только для реакций, все участники которых представляют собой либо газы, либо растворенные вещества. В других случаях уравнение для константы равновесия несколько меняется.

Например, в протекающей при высокой температуре обратимой реакции

участвует твердый графит С _(гр). Формально, пользуясь законом действующих масс, запишем выражение для константы равновесия этой реакции, обозначив ее К':

Твердый графит, лежащий на дне реактора, реагирует только с поверхности, и его " концентрация" не зависит от массы графита и постоянна при любом соотношении веществ в газовой смеси.

Умножим правую и левую части уравнения на эту постоянную величину:

Получившаяся величина и есть константа равновесия этой реакции:

Аналогичным образом, для равновесия другой обратимой реакции, протекающей также при высокой температуре, CaCO_{3 (кр)} СаО _(кр) + СО_{2 (г),} получим константу равновесия К_С = [CO₂].

В этом случае она просто равна равновесной концентрации углекислого газа.

С метрологической точки зрения константа равновесия не является одной физической величиной. Это группа величин с различными единицами измерений, зависящими от конкретного выражения константы через равновесные концентрации. Например, для обратимой реакции графита с углекислым газом [K_c] = 1 моль/л, такая же единица измерений и у константы равновесия реакции термического разложения карбоната кальция, а константа равновесия реакции синтеза йодоводорода - величина безразмерная. В общем случае [K_c] = 1 (моль/л) n .

Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Перевод равновесной химической системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического равновесия, которое осуществляется изменением термодинамических параметров системы - температуры, концентрации, давления При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении - уменьшение степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться полезным в химической технологии. Так как почти все реакции в той или иной степени обратимы, в промышленности и лабораторной практике возникают две проблемы: как получить продукт " полезной" реакции с максимальным выходом и как уменьшить выход продуктов " вредной" реакции. И в том, и в другом случае возникает необходимость сместить равновесие либо в сторону продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Чтобы научиться это делать, надо знать, от чего зависит положение равновесия любой обратимой реакции.

Положение равновесия зависит:

от значения константы равновесия (то есть от природы реагирующих веществ и температуры),
от концентрации веществ, участвующих в реакции и 3) от давления (для газовых систем оно пропорционально концентрациям веществ).

Для качественной оценки влияния на химическое равновесие всех этих очень разных факторов используют универсальный по своей сути принцип Ле Шателье (французский физикохимик и металловед Анри Луи Ле Шателье сформулировал его в 1884 году), который применим к любым равновесным системам, не только химическим.

Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то равновесие в системе сместится в направлении, в котором происходит частичная компенсация этого воздействия.

В качестве примера влияния на положение равновесия концентраций веществ-участников реакции рассмотрим обратимую реакцию получения йодоводорода

По закону действующих масс в состоянии равновесия

Пусть в реакторе объемом 1 литр при некоторой постоянной температуре установилось равновесие, при котором концентрации всех участников реакции одинаковы и равны 1 моль/л ([H₂] = 1 моль/л; [I₂] = 1 моль/л; [HI] = 1 моль/л). Следовательно, при этой температуре К_С = 1. Так как объем реактора 1 литр, n (H₂) = 1 моль, n (I₂) = 1 моль и n (HI) = 1 моль. В момент времени t ₁ введем в реактор еще 1 моль HI, его концентрация станет равной 2 моль/л. Но, чтобы К_С оставалась постоянной, должны увеличиться концентрации водорода и йода, а это возможно только за счет разложения части йодоводорода по уравнению

Пусть к моменту достижения нового состояния равновесия t ₂ разложилось x моль HI и, следовательно, образовалось дополнительно по 0,5x моль H₂ и I₂. Новые равновесные концентрации участников реакции: [H₂] = (1 + 0,5x) моль/л; [I₂] = (1 + 0,5x) моль/л; [HI] = (2 - x) моль/л. Подставив числовые значения величин в выражение закона действующих масс, получим уравнение

Откуда x = 0,667. Следовательно, [H₂] = 1,333 моль/л; [I₂] = 1,333 моль/л; [HI] = 1,333 моль/л.

Скорость реакции и равновесие

Пусть есть обратимая реакция A + B C + D. Если предположить, что прямая и обратная реакция проходят в одну стадию, то скорости этих реакций будут прямо пропорциональны концентрациям реагентов: скорость прямой реакции v₁ = k₁ [A] [B], скорость обратной реакции v₂ = k₂ [C] [D] (квадратными скобками обозначены молярные концентрации реагентов). Видно, что по мере протекания прямой реакции концентрации исходных веществ А и В снижаются, соответственно, уменьшается и скорость прямой реакции. Скорость же обратной реакции, которая в начальный момент равна нулю (нет продуктов C и D), постепенно увеличивается. Рано или поздно наступит момент, когда скорости прямой и обратной реакций сравняются. После этого концентрации всех веществ - А, В, С и D не изменяются со временем. Это значит, что реакция достигла положения равновесия, а не изменяющиеся со временем концентрации веществ называются равновесными. Но, в отличие от механического равновесия, при котором всякое движение прекращается, при химическом равновесии обе реакции - и прямая, и обратная - продолжают идти, однако их скорости равны и поэтому кажется, что никаких изменений в системе не происходит. Доказать протекание прямой и обратной реакций после достижения равновесия можно множеством способов. Например, если в смесь водорода, азота и аммиака, находящуюся в положении равновесия, ввести немного изотопа водорода - дейтерия D₂, то чувствительный анализ сразу обнаружит присутствие атомов дейтерия в молекулах аммиака. И наоборот, если ввести в систему немного дейтерированного аммиака NH₂D, то дейтерий тут же появится в исходных веществах в виде молекул HD и D₂. Другой эффектный опыт был проведен на химическом факультете МГУ. Серебряную пластинку поместили в раствор нитрата серебра, при этом никаких изменений не наблюдалось. Затем в раствор ввели ничтожное количество ионов радиоактивного серебра, после чего серебряная пластинка стала радиоактивной. Эту радиоактивность не могло "смыть" ни споласкивание пластинки водой, ни промывание ее соляной кислотой. Только травление азотной кислотой или механическая обработка поверхности мелкой наждачной бумагой сделало ее неактивной. Объяснить этот эксперимент можно единственным образом: между металлом и раствором непрерывно происходит обмен атомами серебра, т.е. в системе идет обратимая реакция Ag (тв) - е - = Ag + . Поэтому добавление радиоактивных ионов Ag + к раствору приводило к их "внедрению" в пластинку в виде электронейтральных, но по-прежнему радиоактивных атомов. Таким образом, равновесными бывают не только химические

реакции между газами или растворами, но и процессы растворения металлов, осадков. Например, твердое вещество быстрее всего растворяется, если его поместить в чистый растворитель, когда система далека от равновесия, в данном случае - от насыщенного раствора. Постепенно скорость растворения снижается, и одновременно увеличивается скорость обратного процесса - перехода вещества из раствора в кристаллический осадок. Когда раствор становится насыщенным, система достигает состояния равновесия, при этом скорости растворения и кристаллизации равны, а масса осадка со временем не меняется. Как система может "противодействовать" изменению внешних условий? Если, например, температуру равновесной смеси повышают нагреванием, сама система, конечно, не может "ослабить" внешний нагрев, однако равновесие в ней смещается таким образом, что для нагревания реакционной системы до определенной температуры требуется уже большее количество теплоты, чем в том случае, если бы равновесие не смещалось. При этом равновесие смещается так, чтобы теплота поглощалась, т.е. в сторону эндотермической реакции. Это и можно трактовать, как "стремление системы ослабить внешнее воздействие". С другой стороны, если в левой и правой частях уравнения имеется неодинаковое число газообразных молекул, то равновесие в такой системе можно сместить и путем изменения давления. При повышении давления равновесие смещается в ту сторону, где число газообразных молекул меньше (и таким способом как бы "противодействует" внешнему давлению). Если же число газообразных молекул в ходе реакции не меняется (H₂ + Br₂ (г) 2HBr, СО + Н₂О (г) СО₂ + Н₂), то давление не влияет на положение равновесия. Следует отметить, что при изменении температуры изменяется и константа равновесия реакции, тогда как при изменении только давления она остается постоянной.

Несколько примеров использования принципа Ле Шателье для предсказания смещения химического равновесия. Реакция 2SO₂ + O₂ 2SO₃ (г) экзотермична. Если повысить температуру, преимущество получит эндотермическая реакция разложения SО₃ и равновесие сместится влево. Если же понизить температуру, равновесие сместится вправо. Так, смесь SО₂ и О₂, взятых в стехиометрическом соотношении 2: 1 (, при температуре 400° С и атмосферном давлении превращается в SО₃ с выходом около 95%, т.е. состояние равновесия в этих условиях почти полностью смещено в сторону SО₃. При 600° С равновесная смесь содержит уже 76% SО₃, а при 800° С - только 25%. Именно поэтому при сжигании серы на воздухе образуется в основном SО₂ и лишь около 4% SО₃.

* Данная работа не является научным трудом, не является выпускной квалификационной работой и представляет собой результат обработки, структурирования и форматирования собранной информации, предназначенной для использования в качестве источника материала при самостоятельной подготовки учебных работ.

Раздел химии, изучающий скорость и механизм протекания физико-химических процессов, называется химической кинетикой. Кинетика позволяет выяснить реальные механизмы протекания процессов. В химической кинетике различают гомогенные и гетерогенные процессы.

Гомогенные процессы протекают во всем объёме, и реагирующие вещества находятся в одной фазе. В этом случае молекулы реагирующих веществ находятся в одинаковых условиях. Гетерогенные процессы протекают на границе раздела фаз.

Скоростью физико-химического процесса называется изменение количества реагирующих веществ в единицу времени в единице реакционного пространства. Реакционным пространством в гомогенной системе служит объем сосуда, в котором происходит взаимодействие, в гетерогенной – поверхность раздела фаз. Формулы для средних скоростей этих процессов имеют вид:

где, n = n2 – n1 , = 2 - 1.

n2 и n1 – количество молей изменяющегося в реакции вещества в моменты времени 2 и 1. - объем реакционного пространства, S – площадь границы раздела двух сред.

Скорость физико-химических процессов величина положительная, поэтому перед дробью ставят знак . Измеряется : моль/л*с, моль/м?*с.

Количество вещества отнесенное к занимаемому объему есть мольная концентрация. Т.е. скорость гомогенной реакции есть изменение концентрации одного из реагирующих веществ в еденицу времени:

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, давления, присутствия в системе католизаторов и т.д.

Закон действия масс: скорость гомогенной химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакций.

Правило Вант-Гоффа: при увеличении температуры на каждые 10 скорость химической реакции возрастает в 2-4раза.

где Vt1 и Vt2 – скорости реакции соответственно при конечной t2 и начальной t1 температурах, g - температурный коэффициент скорости (от 2 до 4), показывающий, во сколько раз возрастает скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10. Одним из наиболее распространенных способов изменения скорости является катализ. Катализ может быть гомогенным (реагенты и катализатор в одной фазе) и гетерогенным (реагент и катализатор в разных фазах)

Все физико-химические процессы можно разделить на обратимые и необратимые.

Состояние процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны, называется химическим равновесием.

Для обратимой реакции: aA + bB cC + dD, в состоянии равновесия выполняется следущее соотношение:

Где CA, CB, CC, CD (PA, PB, PC ,PD) – концентрации (парциальные давления) реагирующих веществ; a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты; К – константа равновесия, выраженная через концентрацию или давление. (причем Kp = KC (R T) , где n = c+d –a– b)

Направление смещения химического равновесия при изменении условий определяется принципом Ле – Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается воздействие (изменяются концентрация, температура давление), то оно благоприятствует той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.

Цель работы: изучить влияние различных факторов на кинетику и равновесие физико-химических процессов.

2.1 Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

2.1.1 Описание хода работы.

Используя мерный цилиндр в 5 обозначенных пробирках создаем разные концентрации раствора Б (достигается путем разбавления раствора Б разным количеством воды (см. данные в таблице 1 )). Далее в пропорции 1:1 (по 20 капель) смешиваем раствор А и раствор из 1 пробирки. В момент сливания засекаем время начала опыта на секундомере. В момент появления синей окраски фиксируем момент завершения опыта. Для каждого варианта концентрации раствора Б проводим свой опыт и данные заносим в таблицу.

Читайте также: