Тема 1. Кинетика химических процессов и химическое равновесие

Цели, задачи:

На фактическом уровне получения знаний:

1. Понятие химической кинетики;

2. Методы регулирования скорости химической реакции;

3. Каталитические реакции;

4. Равновесное состояние химической системы;

5. Выражение закона действующих масс;

6. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия.

На операционном уровне получения знаний:

Обучить студента:

1. Рассчитывать величину скорости реакции, используя кинетическое уравнение;

2. Определять изменения скорости реакции и температурного коэффициента скорости в некотором температурном интервале, используя правило Вант-Гоффа;

3. Рассчитывать величину энергии активации, используя уравнение Аррениуса;

4. Рассчитывать значения равновесных концентраций и константы равновесия на основании закона действующих масс;

5. Определять величину константы равновесия и значение энергии Гиббса, используя уравнение химического сродства и уравнение изобары процесса.

На аналитическом уровне получения знаний:

Обучить студента:

Делать правильный вывод о влиянии: а) концентрации реагирующих веществ на скорость реакции; б) температуры на скорость реакции; в) катализатора на значение энергии активации и скорость реакции; г) различных факторов на направленность сдвига химического равновесия; д) знака изменения энергии Гиббса на величину константы равновесия.

Фактический материал:

I. Кинетика как учение о скорости химической реакции. Понятие о средней и истинной скорости процесса.

II. Факторы, влияющие на скорость гомогенного химического процесса:

1) концентрационная зависимость скорости реакции, кинетическое уравнение химической реакции как частный случай закона действующих масс, порядок и молекулярность реакции;

2) природа реагирующих веществ и константа скорости реакции;

3) температурный режим, эмпирическое правило Вант-Гоффа, температурный коэффициент скорости, условие подчинение процесса правилу Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса (интегральный и экспоненциальный вид уравнения), физический смысл и значение энергии активации процесса в некотором температурном интервале;

4) наличие катализаторов в системе, понятие о положительном и отрицательном катализе, влияние катализатора на значение энергии активации и скорость процесса.

III. Особенности кинетики гетерогенных процессов, влияние площади межфазной границы на скорость процесса.

IV. Кинетическая классификация химических процессов:

1) по молекулярности и порядку реакции;

2) по природе частиц, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия (молекулярные, цепные, ионные реакции);

3) по числу фаз;

4) по степени сложности, т.е. по механизму протекания (обратимые и необратимые, изолированные и параллельные, сопряженные, последовательные).

V. Особенности кинетики цепных, разветвленных цепных и фотохимических реакций. Три этапа таких реакций (зарождение цепи, развитие и обрыв цепи), основное условие разветвленных цепных реакций: скорость разветвления цепи должна превышать скорость ее обрыва.

VI. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые реакции. Условия устойчивого равновесия термодинамических систем:

1) неизменность равновесного состояния при сохранении внешних параметров;

2) подвижность равновесия (самопроизвольное восстановление после прекращения возмущающего воздействия);

3) динамический характер, т.е. установление и сохранение равновесия при равенстве скоростей прямого и обратного направлений процесса;

4) изменение изобарно-изотермического потенциала имеет нулевое значение для равновесного состояния .

VII. Закон действующих масс и условие химического равновесия. Формулировка закона. Вывод константы равновесия через равновесные концентрации (K_C) и равновесные парциальные давления (K_P), соотношение этих констант для равновесной системы K_P = K_C(PT)^Δν,

где R, Т, ∆ν – газовая постоянная, температура, изменение числа молей газовых компонентов процесса, соответственно.

VIII. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия:

1) изменение количества любого компонента системы;

2) изменение температурного режима.

Формулировка принципа Ле-Шателье.

IX. Основой термодинамического расчета констант равновесия и равновесных выходов продуктов реакции является уравнение изотермы реакции , называемое уравнением химического сродства. Допуская, что некотором температурном интервале: изменение энтальпии процесса величина постоянная и равна , для расчета константы равновесия можно применять уравнение изобары процесса , где - константы равновесия при температурах , соответственно.

X. Фазовое равновесие. Правило фаз Гиббса. Число фаз и число компонентов системы. Диаграмма состояния системы: а) однокомпонентной; б) двухкомпонентной системы.

Выводы по теме:

1. Скорость химического процесса является функцией природы и количества реагирующих веществ в системе, температуры и наличия в системе катализатора;

2. Все химические реакции классифицируются по механизму их протекания.

3. Любое химическое равновесие подчиняется определенным условиям, основополагающим является закон действующих масс.

4. Изотерма и изобара процесса связывает термодинамические и кинетические характеристики процесса.

Вопросы для самопроверки:

1. Как изменится скорость реакции 2 NO _(г) + О_{2 (г)} = 2 NO_{2 (г)}, если объем реакционного сосуда увеличить в 2 раза?

а) уменьшится в 4 раза;

б) уменьшится в 8 раз;

в) возрастет в 4 раза;

г) возрастет в 8 раз.

2. Чем объясняется повышение скорости реакции при введении в систему катализатора?

а) уменьшением энергии активации;

б) увеличением средней кинетической энергии молекул;

в) возрастанием числа столкновений;

г) ростом числа активных молекул.

3. Какое влияние оказывает увеличение степени дисперсности конденсированной фазы на скорость протекания гетерогенной химической реакции?

а) увеличивает скорость реакции;

б) не влияет на скорость реакции.

4. При 293 К константа скорости некоторой реакции равна 10^-4 мин^-1 , а при 323 К скорость равна 8·10^-4 мин^-1 . Чему равен температурный коэффициент скорости реакции?

а) 2; б) 3; в) 4.

5. Если для двух реакций константа скорости первой больше чем константа скорости второй, то какое соотношение между энергиями активации этих реакций правильно?

а) Е’ > E”; б) Е’ < E”; в) нельзя определить.

6. Какие воздействия на реакционную систему 4HCl_(г) + О_{2 (г)} = 2 Cl_{2 (г)} + 2 Н₂О_(г) приведут к смещению равновесия влево?

а) увеличение концентрации кислорода;

б) увеличение концентрации хлора;

в) повышение давления;

г) увеличение объема реакционного сосуда.

7. Для некоторой реакцииΔG < 0. Какие из приведенных утверждений правильны?

а) константа равновесия реакции больше единицы;

б) константа равновесия реакции меньше единицы;

в) в равновесной смеси преобладают исходные вещества;

г) в равновесной смеси преобладают продукты реакции.

8. С ростом температуры значение константы равновесия реакции Н₂О _(г) = Н_{2 (г)} + 1/2 О_{2 (г)} возрастает. Каков знак этой реакции?

а) > 0;

б) < 0;

в) по данным задачи нельзя определить.

9. Для некоторой самопроизвольно протекающей реакции ∆S < 0. Как будет изменяться константа равновесия с повышением температуры?

а) увеличиваться;

б) уменьшаться;

в) по данным задачи нельзя определить.

10. Константа равновесия некоторой реакции при 293 К равна 5·10^-3,а при 1000 К составляет 2·10^-6. Каков знак ∆Н⁰ этой реакции?

а) ∆Н⁰ > 0; б) ∆Н⁰ < 0.

Модуль 4. Растворы

Раздел 1. Общие сведения о растворах (12 часов)