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) + О_2(г) = 2NO_(г)

Химическую реакцию, в которой участвует несколько фаз называют гетерогенной, например, растворение цинка в кислоте:

Zn_(к) + 2 HCl_(р) = ZnCl_2(р) + Н_2(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:

V_гом. = + dC или V_гет. = + dC_s

dt dt

где V_гом.– скорость гомогенной реакции (моль/л.с);

V_гет. – скорость гетерогенной реакции (моль/м².с) или (моль/см².с);

С - концентрация компонента (моль/л);

С_s – 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:

V_{гом. ср.}=+ С₂ –С₁= ∆ С илиV_{гом. 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 ;

С_s₁ и C_s₂ – 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:

3Н_2(г) + N_2(г) = 2NН_3(г)

V = K· [Н₂]³ · [N₂]

Пример расчета скорости реакции для гетерогенной реакции::

3Fe_(т) + 4H₂O_(г) = Fe₃O_4(т) + 4H_2(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

V_t₂= V_t₁ γ¹⁰

Более точную зависимость константы скорости реакции от температуры устанавливает уравнение Аррениуса:

K = k₀ exp ( Е_a / RT)

где Е_a - 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

Тема 4. Кинетика химических реакций. Химическое равновесие - student2.ru Понижение температуры