Тема 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие
Химическая кинетика – раздел химии, изучающий скорости протекания химических реакций. Скорость – важнейшая количественная кинетическая характеристика любой реакции.
Химическую реакцию, протекающую в одной фазе называют гомогенной. Наиболее важными из них являются реакции в газах и реакции в жидких растворах, например, образование оксида азота (II) в электрической дуге:
N2(г) + О2(г) = 2NO(г)
Химическую реакцию, в которой участвует несколько фаз называют гетерогенной, например, растворение цинка в кислоте:
Zn(к) + 2 HCl(р) = ZnCl2(р) + Н2(г)
Гомогенная реакция протекает в объеме, а гетерогенная – на поверхности (на поверхности раздела) реагирующих фаз.
Различают мгновенную и среднюю скорости.
Мгновенная скорость реакции – изменение концентрации (для гетерогенной химической реакции – поверхностной или объемной концентрации) одного из компонента за единицу времени. Дифференциальное уравнение, определяющее скорость реакции имеет вид:
Vгом. = + dC или Vгет. = + dCs
dt dt
где Vгом. – скорость гомогенной реакции (моль/л.с);
Vгет. – скорость гетерогенной реакции (моль/м2.с) или (моль/см2.с);
С - концентрация компонента (моль/л);
Сs – поверхностная концентрация, т.е. количество молей вещества, приходящееся на единицу реакционной поверхности (моль/м2) или (моль/см2).
Средняя скорость химической реакции в интервале времени от t1 до t2 равна:
Vгом. ср.=+ С2 –С1 = ∆ С илиVгом. ср.=+ С2 –С1 = ∆ С
t2 –t1 ∆t t2 –t1 ∆t
где С1 и С2 – молярные концентрации компонента в начальный (t1) и конечный (t2) моменты времени ;
Сs1 и Cs2 – поверхностные концентрации компонента в начальный (t1) и конечный (t2) моменты времени.
На скорость химической реакции могут оказывать влияние концентрации реагирующих веществ и температура.
Закон действующих масс (Гульдберг К. и Ваге П., 1879):скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, в степени некоторых чисел, определяемых опытных путем и равных стехиометрическим коэффициентам.
В общем случае для реакции: А + 2В = 3С + D, в которой 2,3 - стехиометрические коэффициенты, скорость реакции равна:
V = K· [A] · [B] 2 ,
где [A] - концентрация вещества А, моль/л
[B] - концентрация вещества В, моль/л
К – константа скорости химической реакции
Пример расчета скорости реакции для гомогенной реакциы:
3Н2(г) + N2(г) = 2NН3(г)
V = K· [Н2]3 · [N2]
Пример расчета скорости реакции для гетерогенной реакции::
3Fe(т) + 4H2O(г) = Fe3O4(т) + 4H2(г)
V = K[H2O]4
Скорости почти всех химических реакций очень сильно зависят от температуры.
Правило Вант – Гоффа: при повышении температуры на каждые 10º скорость химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза ( коэффициент Вант-Гоффа γ).
Если известны скорость реакции при температуре t1 и температурный коэффициент, то скорость реакции при температуре t2 можно определить по уравнению: t2-t1
Vt2 = Vt1 γ10
Более точную зависимость константы скорости реакции от температуры устанавливает уравнение Аррениуса:
K = k0 exp ( Еa / RT)
где Еa - опытная энергия активации, Т – абсолютная температура, R – универсальная газовая постоянная, k0 – предэкспоненциальный множитель.
Катализаторы могут ускорять как гетерогенные, так и гомогенные реакции.
Химической равновесие
Различают обратимые и необратимые химические реакции.
Необратимые химические реакции идут до конца, например:
BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2 KCl
Обратимые химические реакции не идут до конца, а протекают самопроизвольно одновременно в двух противоположных направлениях: в прямом направлении (слева направо) → и в обратном направлении (справа налево)←. Для таких реакций вместо символа “=” ставят символ “ ↔”. Например: 2СО + О2 ↔2СО2.
Понятие “химическое равновесие” применимо только к обратимым химическим реакциям. При равновесии концентрации исходных веществ и продуктов реакции остаются постоянными (равновесные концентрации), а скорости прямой и обратной реакций становятся равными. Состояние равновесия сохраняется долго, если не меняются условия реакции и характеризуется константой равновесия,которая есть величина постоянная при данных температуре, давлении и концентрациях.
Переход системы из одного равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом равновесия. Согласно принципу Ле-Шателье, если на систему, находящуюся в устойчивом химическом равновесии, воздействовать извне, изменяя температуру, давление или концентрацию, то произойдет смещение равновесия в направлении, уменьшающем произведенное воздействие.
Влияние изменения концентрации на смещение равновесия
Увеличение концентрации исходных веществ и уменьшение концентрации продуктов реакции приводит к смещению равновесия в направлении прямой реакции.
Влияние изменения температуры на смещение равновесия
При повышении температуры равновесие смещается в направлении протекания эндотермической реакции, при понижении температуры – в направлении протекания экзотермической реакции:
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q
Понижение температуры
Повышение температуры
Катализаторы не влияют на химическое равновесие, так как в одинаковой степени ускоряют как прямую, так и обратную реакции.
Лабораторная работа №5