Факторы, не влияющие на смещение химического равновесия.

1) Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия катализаторы, т.к. они ускоряют и прямую и обратную реакции.

Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию (или ослабление) внешнего воздействия.

Для реакции:

+СаСОз + O(пар)⇄Ca(HCO₃ +Q

При увеличении давления равновесие сместится вправо, в сторону меньшего объема газообразных веществ.

При увеличении температуры – влево, в сторону эндотермической реакции.

При увеличении концентрации исходных веществ – вправо, в сторону продуктов реакции.

Дайте определение понятию «скорость химической реакции». Аргументируйте, какие факторы влияют на скорость реакции? Как изменяет­ся скорость реакции во времени? Как влияет температура на скорость реакции? Сфор­мулируйте правило Вант-Гоффа и запишите его математическое выражение, смоделируйте область его применения.

Скорость химической реакции — величина, которая показывает изменение количества вещества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице объема.

Факторы, влияющие на скорость реакции:

1) Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ. Металлы реагируют с соляной кислотой с различной скоростью: магний реагирует быстрее железа, а медь не реагирует вовсе.

2) Для веществ в растворенном состоянии и газов скорость реакции зависит от концентрации реагирующих веществ.

3) Для веществ в твердом состоянии скорость реакции прямо пропорциональна поверхности реагирующих веществ. Чем сильнее измельчено твердое вещество, тем больше его поверхность.

4) При повышении температуры на каждые 10°С скорость большинства реакций увеличивается в 2–4 раза. Железо при обычной температуре реагирует с хлором очень медленно, при высокой же температуре протекает бурная реакция.

5) Скорость реакции зависит от присутствия некоторых веществ (катализаторов и ингибиторов).

На графиках а и б представлена зависимость скоростипрямой и обратной реакций:

Вывод: скорость прямой реакции со временем уменьшается, т.к. уменьшается концентрация реагирующих веществ, а скорость обратной реакции со временем увеличивается, т.к. увеличивается концентрация продуктов реакции.

Известно правило Вант-Гоффа — правило, позволяющее оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале. Оно формулируется следующим образом: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции увеличивается в два — четыре раза.

Уравнение, которое описывает это правило следующее:

, где — скорость реакции при температуре , — скорость реакции при температуре , — температурный коэффициент реакции.

Если γ = 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов.

Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций в температурном диапазоне 10-400^oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например белки в биологических системах.

Дайте определение понятиям «катализ», «катализатор». Опишите механизм действия катализатора. Как катализатор влияет на величину энергии активации реакции? Объясните, почему катализато­ры не влияют на смещение равновесия? Смоделируйте различные системы гомогенного и гетерогенного катализа.

Катализ – явление изменения скорости термодинамически возможной химической реакции под влиянием катализаторов – веществ, участвующих в реакции, но остающихся в неизменном количестве и составе после ее завершения.

Катализатор- вещество, изменяющее скорость химической реакции. Каталитическое воздействие может быть оказано на большинство химических реакций. Число катализаторов очень велико, а их каталитическая активность весьма различна. Она определяется изменением скорости реакции, вызываемым катализатором.

Механизм действия катализаторов обычно объясняют образованием промежуточных соединений с одним из реагирующих веществ. Так, если медленно протекающую реакцию А + В =АВ вести в присутствии катализатора К, то катализатор вступает в химическое взаимодействие с одним из исходных веществ, образуя непроч­ное промежуточное соединение: А + К = АК. Реакция протекает быстро, так как энергия активации этого процесса мала. Затем промежуточное соединение АК взаимодействует с другим исходным веществом, при этом катализатор высвобождается: АК + В = АВ + К

Энергия активации этого процесса также мала, а потому реакция протекает с достаточной скоростью. Если теперь оба процесса, протекающие одновременно суммировать, то получим окончательное уравнение быстро протекающей реакции: А + В = АВ

Действие катализаторов связано с тем, что они вступают в промежуточное взаимодействие с реагентами, направляя процесс на новый путь, характеризующийся более низким значением энергии активации (см. рис.).

Е_а – энергия активации прямой реакции без катализатора;

Е_а – энергия активации обратной реакции без катализатора;

∆Е_к – понижение энергии активации реакции с катализатором.

Введение в равновесную смесь катализатора не влияет на смещение равновесия, т.к. он одинаково увеличивает скорости прямой и обратной реакций (катализатор в равной мере снижает энергию активации, как для прямой, так и для обратной реакции).

Гомогенныйкатализ- ускорение химической реакции в присутствии катализатора, который находится в одной фазе с исходными реагентами в газовой фазе или растворе. Гомогенный катализ используют, например, для промышленного получения спиртов - гидратацией алкенов в присутствии кислот-катализаторов (H₂SO₄, H₃PO₄) и др.

Гетерогенныйкатализ - изменение скорости хим. реакции при воздействии катализаторов, образующих самостоятельную фазу и отделенных от реагирующих в-в границей раздела. Гетерогенная каталитическая реакция протекает обычно на поверхности твердого катализатора и обусловлена активацией молекул реагентов при взаимодействии с поверхностью. Наибольшее применение гетерогенный катализ

находит в промышленном производстве органических веществ. Например, гидрирование алкенов и алкинов в присутствии никеля или палладия.

12. Дайте определение понятию «свободная энергия Гиббса». Вычислите термодинамический потенциал и на основании величины ∆G°298 , сделайте вывод: какие из карбонатов: BeCO₃, CaCO₃ или BaCO₃ можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с CO₂? Спрогнозируйте, какая реакция идет наиболее энергично? (Справочные данные:

∆G°298(ВеО)=-581,61кДж/моль, ∆G°298(СаО)=-604,2кДж/моль,

∆G°298(ВаО)=-528,4кДж/моль, ∆G°298(СО₂)=-394,4кДж/моль;

ΔG(BeCO3)=-944,75 кДж, ΔG(CaCO3)=-1128,37кДж, ΔG(BaCO3)=-1138,8кДж)

Свободная энергия Гиббса (или просто энергия Гиббса, или потенциал Гиббса, или изобарно-изотермический потенциал) — это величина, показывающая изменение энергии в ходе химической реакции и дающая таким образом ответ на принципиальную возможность протекания химической реакции.

Если ΔG < 0 , то реакция термодинамически разрешена (возможна); ΔG > 0 указывает на то, что реакция термодинамически запрещена (невозможна).

Стандартную энергию Гиббса для химической реакции можно вычислить двумя способами. Во-первых, ее можно вычислить по свободным энергиям Гиббса образования продуктов и исходных веществ с помощью следующего уравнения:

∆G_р-ции = ∑∆G⁰_{обр (продуктов)} - ∑∆G⁰_{обр (исх.вещвств)}

Во-вторых, ее можно вычислить по стандартным изменениям молярных энтальпии и энтропии для рассматриваемой реакции с помощью уравнения:

∆G_х.р. = ∆H_х.р. - T∆S_х.р.

где ∆G, ∆H, ∆S относятся к химической реакции

Задача:

1) Составим уравнения реакций получения соответствующих карбонатов

ВеО+СО₂=BeCO₃ (1),

СаО+СО₂=CaCO₃ (2),

ВаО+СО₂=BaCO₃ (3).

2) Вычислим стандартное изменение свободной энергии для трех реакций по формуле ∆G_р-ции = ∑∆G⁰_{обр (продуктов)} - ∑∆G⁰_{обр (исх.вещвств)}:

ΔG(1)=-944,75+581,61+394,4=31,24 кДж

ΔG(2)=-1128,4+604,2+394,4=-129,8 кДж

ΔG(3)=-1138,8+528,4+394,4=-216 кДж

Первая реакция невозможна при стандартных условиях, т.к. ∆G_х.р.1 > 0.

Т.к. стандартное изменение свободной энергии получения карбонатов кальция и бария имеют отрицательное значение, то термодинамически возможны оба процесса 2 и 3.

Но наиболее энергично протекает третья реакция, т.к. ∆G_х.р.2 > ∆G_х.р.3.