Химическая кинетика и химическое равновесие.

ЛАБОРАТОРНАЯ  РАБОТА № 4

Химическая  кинетика и химическое равновесие.

I. Разделы курса,  необходимые для  подготовки к лабораторной  работе.

      Понятие о системе. Гомогенные и гетерогенные системы. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакций. Закон действующих масс. Кинетические уравнения химических реакций. Константа скорости химической реакции. Энергетические диаграммы химических процессов. Энергия активации. Зависимость константы скорости реакции от энергии активации (уравнение Аррениуса). Влияние температуры на скорость реакции (правило Вант-Гоффа). Температурный коэффициент реакции. Катализ. Катализаторы и ингибиторы. Химическое равновесие. Кинетическое и термодинамическое условия химического равновесия. Константа химического равновесия. Факторы, способствующие смещению химического равновесия. Принцип Ле-Шателье.

   II. Теоретическая часть.

     Химическая  кинетика - раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических процессов, а также их зависимость от различных факторов. Изучение кинетики химических реакций позволяет, как  определять механизмы  химических процессов, так и управлять химическими процессами при их практической реализации.

     Любой химический процесс представляет собой  превращение реагентов в продукты реакции:

     реагенты → переходное состояние→ продукты реакции 

     Реагенты (исходные вещества) - вещества, вступающие в процесс химического взаимодействия.

  Продукты реакции - вещества, образующиеся в конце процесса химического превращения. В обратимых процессах продукты прямой реакции являются реагентами обратной реакции.

     Необратимые реакции - реакции, протекающие при данных условиях только в одном направлении (обозначают знаком →).

     Например:

CaCO₃  → CaO + CO₂ ↑

      Обратимые реакции - реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (обозначают знаком обратимости         ).  Например:

H₂  + I₂           2HI

     В зависимости от фазового состояния  реагирующих веществ различают  два типа химических реакций: гомогенные и гетерогенные.

     Фазой называется часть системы, отличающаяся по своим физическим и химическим свойствам от других частей системы и отделенная от них поверхностью раздела.

     Системы, состоящие из одной фазы, называются гомогенными системами, из нескольких фаз – гетерогенными. Соответственно реакции, в которых взаимодействующие вещества находятся в одной фазе, называются гомогенными реакциями. Взаимодействие веществ в таких реакциях происходит по всему объёму реакционного пространства.

     К гетерогенным реакциям относят реакции, протекающие на границе раздела фаз. В гетерогенной системе реакция всегда происходит на поверхности раздела двух фаз, так как только здесь молекулы различных фаз могут сталкиваться между собой.

     Количественной мерой интенсивности протекания химического процесса служит скорость химической реакции.

     В общем случае под скоростью химической реакции понимают число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице реакционного пространства.

     Для гомогенных реакций скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице объема. Для гетерогенных реакций  реакционным пространством является  поверхность, на которой протекает реакция и скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени на единице площади поверхности.

     Скорость  химической реакции зависит от целого ряда факторов:

•   природы  реагирующих веществ;

•   концентрации реагирующих веществ;

•   давления (для газовых систем);

•   температуры  системы;

•   площади  поверхности (для гетерогенных систем);

•   наличия  в системе катализатора и других факторов.

     Так как каждое химическое взаимодействие является результатом столкновения частиц, то увеличение концентрации (числа частиц в заданном объеме) приводит к более частым их столкновениям, и как следствие, к увеличению скорости реакции. Зависимость скорости химических реакций от молярных концентраций реагирующих веществ описывается основным законом химической кинетики — законом действующих масс.

     Закон действующих масс гласит: скорость элементарной химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, в степенях, равных их  стехиометрическим коэффициентам.    

Уравнение, выражающее зависимость скорости реакции  от концентрации каждого вещества, называют кинетическим уравнением реакции.  

    В общем случае, если в элементарную реакцию вступают одновременно  т молекул вещества А и n молекул вещества В:

mА + nВ = С,

то уравнение  для скорости реакции (кинетическое уравнение) имеет вид:

, где

k  — коэффициент пропорциональности, который называется  

         константой скорости химической реакции;

   [А]  — молярная концентрация вещества А;

         [B]  — молярная концентрация вещества B;

      m и n — стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

     Для гетерогенных реакций  концентрация твердой  фазы в выражение  для скорости химической реакции не включается.

       Например, в реакции: 

С(т) + 2H₂(г)

CH₄(г)

согласно закону действующих масс, скорость реакции получения метана определяется только концентрацией водорода, а площадь поверхности твердого углерода учитывается константой скорости химической реакции k:

                

      Если  реакция протекает в газовой  фазе, то существенное влияние на ее скорость оказывает изменение давления в системе. Так как изменение давления в газовой фазе приводит к пропорциональному изменению концентрации. Так, увеличение давления приводит к пропорциональному росту концентрации, а уменьшение давления, соответственно, снижает концентрацию газообразного вещества.

  Изменение давления практически не влияет на концентрацию жидких и твердых веществ (конденсированное состояние вещества) и не оказывает влияния на скорость реакций, протекающих в жидкой или твердой фазах.

     Химические  реакции, осуществляется за счет соударения частиц реагирующих веществ. Однако, далеко не всякое столкновение частиц реагентов является эффективным, т.е. ведет к образованию продуктов реакции. Только частицы, обладающие повышенной энергией – активные частицы, способны осуществить акт химической реакции. При столкновении активных молекул вначале образуется т.н. активированный комплекс, внутри которого и происходит перераспределение атомов. Энергия, необходимая для возбуждения молекул реагирующих веществ до энергии активированного комплекса, называется энергией активации Еа.

       С повышением температуры увеличивается  кинетическая энергия частиц  и увеличивается число активных, следовательно, возрастает скорость  химических процессов.

     Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант - Гоффа: при повышении температуры на каждые 10⁰С скорость химической реакции возрастает в два - четыре раза.

, где 

V₁  – скорость реакции при начальной температуре системы t₁

V₂ – скорость реакции при конечной температуре системы t₂

γ   –  температурный коэффициент  реакции, равный примерно 2÷4.

     Знание  величины температурного коэффициента γ дает возможность рассчитать изменение скорости реакции при увеличении температуры на некоторое число градусов от Т₁ до Т₂ . В этом случае можно использовать формулу:

      Катализаторы - это вещества, которые повышают скорость химической реакции. Они вступают во взаимодействие с реагентами с образованием промежуточного химического соединения и освобождается в конце реакции. Влияние, оказываемое катализаторами на химические реакции, называется катализом.

     Промежуточное взаимодействие катализатора с реагентами, направляет процесс на новый путь, характеризующийся более низким энергетическим барьером. Таким образом, механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений.

     Вещества, повышающие активность катализатора называют промоторами (или активаторами) При этом, промоторы могут сами и не обладать каталитическими свойствами.

     Каталитические  яды — посторонние примеси в реакционной смеси, приводящие к частичной или полной потере активности катализатора.

     Биохимические реакции в растительных и животных организмах ускоряются биохимическими катализаторами — ферментами.

     Резко замедлить протекание нежелательных  химических процессов можно при  добавлении в реакционную среду  специальных веществ - ингибиторов. Например, для торможения нежелательных процессов коррозионного разрушения металлов, широко используются различные ингибиторы коррозии металлов.

Химическое  равновесие

     Наряду  с практически необратимыми химическими  реакциями:

Cu(OH)₂

CuO + H₂O ;

СaCl₂ + 2AgNO₃ = Ca(NO₃)₂ + 2AgCl и др.

известны  многочисленные процессы, в которых химическое превращение не доходит до конца, а возникает равновесная смесь всех участников и продуктов реакции, находящихся как в левой, так и в правой частях стехиометрического уравнения реакции. Так, при стандартных условиях обратимой является система:

2NO_2(г)

N₂O_4(г)

     Для некоторого обратимого химического  процесса, имеющего вид:

mA + nB

pC + qD

согласно закону действующих масс значения скоростей для прямой (V_прям.) и обратной (V_обр.) реакций можно описать следующими кинетическими уравнениями:

, где

k _прям. и  k _обр. -  константы скорости, соответственно,

             прямой и обратной   реакций. 

  В начальный момент времени концентрации исходных веществ [A] и [B], а, следовательно, и скорость прямой реакции имеют максимальное значение. Концентрации продуктов реакции [С] и [D]  и скорость обратной реакции в начальный момент  равны нулю. В ходе реакции концентрации исходных веществ уменьшаются, что приводит к снижению скорости прямой реакции. Концентрации же продуктов реакции, а, следовательно, и скорость обратной реакции возрастают. Наконец, наступает момент, при котором скорости прямой и обратной реакций становятся равными.

     Состояние системы, при котором V_{прям. =} V_обр.     называется химическим равновесием. Равенство скоростей прямой и обратной реакций является кинетическим условием химического равновесия. Термодинамическим условием химического равновесия является условие ∆G=0

     В обратимой системе, находящейся  в состоянии равновесия, концентрации всех участников процесса называются равновесными концентрациями. При этом постоянно и с одинаковой скоростью протекают как прямая, так и  обратная реакции и установившиеся при этом концентрации не меняются.