Кинетика химических реакций и химическое равновесиеПредставил Барсук А.П. Ф-033

Содержание

Слайд 2

ПЛАН ЛЕКЦИИ
Скорость химической реакции
Закон действующих масс
Энергия активации
Влияние катализатора
Химическое равновесие. Константа химического

ПЛАН ЛЕКЦИИ Скорость химической реакции Закон действующих масс Энергия активации Влияние катализатора
равновесия.
Принцип Ле-Шателье.

Слайд 3

Химические реакции протекают с различными скоростями. Некоторые протекают за доли секунды, с

Химические реакции протекают с различными скоростями. Некоторые протекают за доли секунды, с
взрывом, т.е. мгновенно, другие – медленно (десятилетия, столетия, например, образование пород, минералов).
Знание скорости и механизма протекания реакций очень важно в науке и производстве. Скорость и механизм химических превращений изучает особый раздел химии – химическая кинетика (наука о скорости химических реакций). Выяснение кинетики реакции позволяет осуществить математическое моделирование реакций, происходящих в химических аппаратах, и с помощью ЭВМ решать задачи оптимизации и автоматизации химико-технологических процессов.

Скорость химической реакции

Слайд 4

Следует различать гомогенные и гетерогенные реакции. Гомогенные реакции протекают в однородной среде

Следует различать гомогенные и гетерогенные реакции. Гомогенные реакции протекают в однородной среде
(например, в газообразной фазе или жидком растворе); гетерогенные протекают в неоднородной среде, - между веществами, которые находятся в разных фазах (твердой и жидкой, газообразной и жидкой и т.д.). Таким образом, гомогенные реакции происходят равномерно во всем объеме; гетерогенные – на границе раздела фаз. В связи с этим скорости гомогенной реакции и скорости гетерогенных реакций определяются различно.
Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единицу объема системы.
Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности фаз. Скорость реакции обычно характеризуют изменением концентрации какого-либо из исходных или конечных продуктов реакции в единицу времени. Единицы измерения скорости реакции – (моль/л ∙ сек.) или (моль/см3 ∙ сек.).

Скорость химической реакции

Слайд 5

Скорость химической реакции

Для реакции А + В = С, можно судить о

Скорость химической реакции Для реакции А + В = С, можно судить
скорости реакции по изменению концентрации [с] одного из веществ (по скорости расходования и по скорости образования). Тогда:

(-, т.к. с исходного вещества убывает c2<с1).

В ходе химических процессов концентрации веществ меняются непрерывно, поэтому важно знать величину скорости реакции в данный момент времени (т.е. истинную или мгновенную скорость реакции).
(по tg угла наклона касательной);

c1

c2

t1

t2

Время

c=f(t)

Концентрация

α

Содержание

Слайд 6

Закон действующих масс. (3ДМ)

Гульдберг, Ваале, 1867 г. (Норвегия).
Скорость гомогенных реакций зависит от

Закон действующих масс. (3ДМ) Гульдберг, Ваале, 1867 г. (Норвегия). Скорость гомогенных реакций
числа встреч молекул реагирующих веществ в единицу времени в единице объема. Число соударений тем больше, чем выше концентрация каждого из исходных веществ. Так, скорость реакции А + В = С:
V = k[A][B] – 3ДМ,
где k – коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Таким образом, скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Это и есть закон действующих масс, (который был открыт опытным путем).

Слайд 7

Закон действующих масс. (3ДМ)

Величина k – (физический смысл) – численно равна скорости

Закон действующих масс. (3ДМ) Величина k – (физический смысл) – численно равна
реакции, при концентрации реагирующих веществ равной единице. Константа скорости (k) зависит от природы реагирующих веществ и от T0, от присутствия катализаторов, но не зависит от концентрации веществ. В общем виде:
aА + bВ = cС
(a,b,с – стехиометрические коэффициенты)
Например: 2NO (г) + Cl2 (г) = 2NOCl (г)
В случае гетерогенных реакций в уравнение ЗДМ входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газообразной фазе или растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно постоянная величина и поэтому входит в k скорости.
Например: Ств + О2 = СО2
ЗДМ запишется: V = k΄ ∙ const ∙ [O2] = k [O2], где k = k΄ ∙ const

Слайд 8

Закон действующих масс. (3ДМ)

В химической кинетике важными понятиями являются молекулярность реакции (применимо

Закон действующих масс. (3ДМ) В химической кинетике важными понятиями являются молекулярность реакции
только к простым реакциям) и порядок реакции. В элементарном акте реакции могут принимать участие одна, две или три молекулы. По этому признаку различают одномолекулярные (моно-), двухмолекулярные (би-), трехмолекулярные (три-) реакции.
Примером бимолекулярной реакции является:
H2(г) + I2(г) = 2HI(г).
Тримолекулярной:
2NO(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г)
Вероятность одновременного соударения большого числа частиц очень мала, поэтому трехмолекулярные реакции очень редки, а четырехмолекулярные – неизвестны.
Порядок реакции – это сумма показателей степени при концентрациях реагирующих веществ, входящих в кинетическое уравнение.
2SO2 + O2 = 2SO3
V = k [SO2]2 ∙ [O2]1
n = 2 + 1 = 3.
Порядок реакции равен 3; молекулярность тоже = 3 (это основные понятия химической кинетики). Порядок может быть = 0 если V = const и не зависит от концентрации реагирующих веществ.

Содержание

Слайд 9

Влияние температуры на скорость химических реакций очень существенно, и описывается эмпирическим правилом

Влияние температуры на скорость химических реакций очень существенно, и описывается эмпирическим правилом
Вант-Гоффа. При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции увеличивается примерно в 2-4 раза.
( - температурный коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа). Или
Более строго влияние температуры описывает уравнение Аррениуса:
k – постоянная скорости реакции;
А – предэкспоненциальный множитель;
R – универсальная газовая постоянная;
T – абсолютная температура (0K);
Eа – энергия активации.
Так как, температура входит в показатель степени, скорость химической реакции очень чувствительна к изменению температуры. С ростом температуры число активных молекул возрастает, скорость химической реакции увеличивается.

Слайд 10

Для того, чтобы совершить элементарный акт химического взаимодействия, реагирующие частицы должны столкнуться

Для того, чтобы совершить элементарный акт химического взаимодействия, реагирующие частицы должны столкнуться
друг с другом. Однако, не каждое столкновение частиц приводит к их химическому взаимодействию. Это происходит в том случае, когда частицы приближаются на расстояние, при котором становится возможным перераспределение электронной плотности и возникновение новых химических связей. Следовательно, сталкивающиеся частицы должны обладать энергией, достаточной для преодоления сил отталкивания (энергетического барьера), возникающих между их электронными оболочками. Такие, реакционно-способные частицы называют активными, а энергия, необходимая для преодоления энергетического барьера, называется энергией активации реакции. Группировку частиц, находящихся в процессе взаимодействия (т.е. перераспределения связей), называют активированным комплексом. Реакции, требующие для своего протекания значительной энергии активации, начинаются с разрыва или ослабления связей в молекулах исходных веществ. При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние и есть активированный комплекс. Именно для его образования необходима энергия активации. Он существует очень короткое время, неустойчивый активированный комплекс распадается с образованием продуктов реакции, при этом энергия выделяется.

Энергия активации

Слайд 11

Энергия активации

I

I

2HI

+

H

H

Активный комплекс

Примером может служить схема реакции синтеза:
H2 + I2 = 2HI

Энергия активации I I 2HI + H H Активный комплекс Примером может

2H+2I

ΔH

H2+I2

H2 I2

2HI

ΔEакт

ΔE’акт

Координата реакции

Потенциальная энергия

Разность первоначального и конечного уровней энергии системы составляет тепловой эффект реакции ∆Н. Таким образом, энергия активации – это энергия, необходимая для превращения реагирующих веществ в состояние активированного комплекса.

Содержание

Слайд 12

В химической практике часто используют метод ускорения химических реакций – катализ. Явление

В химической практике часто используют метод ускорения химических реакций – катализ. Явление
изменения скорости реакции под действием катализаторов называют катализом. Вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на ее скорость называются катализаторами. В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции. Рассмотрим в качестве примера реакцию: А + В = АВ.
Скорость реакции мала, так как, энергия активации велика. Допустим, в присутствии вещества, К (катализатор), который легко вступает во взаимодействие с А, образуется соединение АК:
А + К → А … К → АК
акт. комп.
АК + В → В … АК → АВ + К
акт. комп.
Суммируя два последних уравнения, получаем:
А + В = АВ
Т.е. в результате реакции катализатор остался без изменения.

Влияние катализатора

Слайд 13

Увеличение скорости химической реакции связанно с меньшей энергией активации нового пути реакции.

Увеличение скорости химической реакции связанно с меньшей энергией активации нового пути реакции.

Влияние катализатора

Координата реакции

Потенциальная энергия

Е1акт – энергия активации без катализатора,
Е2акт – энергия активации с катализатором.

В присутствии катализатора энергия активации реакции снижается на ∆Еакт. Скорость реакции значительно увеличивается.

Слайд 14

Каталитические реакции очень разнообразны. В зависимости от агрегатного состояния катализатора различают гомогенный

Каталитические реакции очень разнообразны. В зависимости от агрегатного состояния катализатора различают гомогенный
и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа, катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор), в случае гетерогенного катализа, катализатор находится в другой фазе, например, твердой, т.е. имеется поверхность раздела фаз. Пример гомогенного катализа: реакция окисления СО в присутствии паров Н2О, а так же действие разнообразных ферментов в биологических процессах. Гетерогенный катализ имеет широкое применение в промышленности (при гетерогенном катализе реакция протекает на поверхности катализатора – синтез NH3 (катализатор – Fe), производство H2SO4, HNO3).
Ингибиторы – замедляют реакцию (антиокислители, ингибиторы коррозии) используются специальные покрытия, вводят в сплав, защитные способы.

Влияние катализатора

Содержание

Слайд 15

Химическое равновесие. Константа химического равновесия.

Большинство химических реакций обратимы, т.е. протекают одновременно в

Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Большинство химических реакций обратимы, т.е. протекают одновременно
противоположных направлениях, необратимые реакции протекают до конца. В тех случаях, когда прямая и обратная реакции идут с одинаковой скоростью, наступает химическое равновесие. Например, в обратимой гомогенной реакции:
H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г)
(стрелки в двух направлениях означают обратимость).
Соотношение скоростей прямой и обратной реакций согласно 3ДМ зависит от соотношения концентраций реагирующих веществ, а именно:
Скорость прямой реакции:
V1 = k1 ∙ C(Н2) ∙ C(I2).
Скорость обратной реакции:
V2 = k2 ∙ C2 (HI)

Если H2 и I2 – исходные вещества, то в первый момент скорость прямой реакции определяется их начальными концентрациями, а скорость обратной реакции равна нулю. По мере израсходования H2 и I2 и образования HI скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции возрастает. Спустя некоторое время обе скорости уравниваются, и в системе устанавливается химическое равновесие, т.е. число образующихся и расходуемых молекул HI в единицу времени становится одинаковым.

Слайд 16

Химическое равновесие. Константа химического равновесия.

Так как, при химическом равновесии скорости прямой и

Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Так как, при химическом равновесии скорости прямой
обратной реакций равны V1 = V2 (условие установления равновесия), то:
k1 * CH2 * CI2 = k2 * C2HI
или:
Поскольку k1 и k2 при данной температуре постоянны, то их отношение будет постоянным. Обозначая его через K, получим:
или:
равновесные концентрации.
К – называется константой химического равновесия, а приведенное уравнение законом действующих масс (Гульдберга - Ваале).
Химическое равновесие называют динамическим равновесием, это означает, что при равновесии протекают и прямая и обратная реакции, но их скорости одинаковы.

Слайд 17

Химическое равновесие. Константа химического равновесия.

Уравнение константы равновесия показывает, что в условиях равновесия

Химическое равновесие. Константа химического равновесия. Уравнение константы равновесия показывает, что в условиях
концентрации всех веществ, участвующих в реакции, связанны между собой. Изменение концентрации любого из них влечет за собой изменение концентраций всех остальных веществ, в итоге устанавливаются новые концентрации, но соотношение между ними вновь отвечает константе равновесия. В случае гетерогенных реакций в выражение К равновесия (как и в ЗДМ) входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газообразной или жидкой фазе, например, для реакции:
СО2 + Ств = 2СO
Величина Кравн зависит от природы реагирующих веществ и от Т0. От присутствия катализатора она не зависит, так как, Кравн равна отношению k прямой реакции к k обратной, а так как, катализатор меняет энергию активации и прямой и обратной реакции на одну и ту же величину, то на отношение k скорости реакции не оказывают влияние. Поэтому катализатор не влияет на величину Кравн, он может лишь ускорить или замедлить наступление равновесия.

Содержание

Слайд 18

Принцип Ле-Шателье.

Состояние химического равновесия сохраняется при данных неизменных условиях любое время. При

Принцип Ле-Шателье. Состояние химического равновесия сохраняется при данных неизменных условиях любое время.
изменении условий состояние равновесия нарушается. Нарушение равновесия может происходить вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ, или температуры, давления. Спустя некоторое время система снова приходит в состояние равновесия, но условия – иные. Смещение равновесия в зависимости от изменения условий в общем виде определяется принципом Ле-Шателье (или принципом подвижного равновесия). «Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшается».

Слайд 19

Принцип Ле-Шателье.

Рассмотрим влияние концентрации:
H2 + I2 → 2HI,
V1 = V2 –

Принцип Ле-Шателье. Рассмотрим влияние концентрации: H2 + I2 → 2HI, V1 =
состояние равновесия.
Введем в систему дополнительно некоторое количество H2. Согласно ЗДМ, скорость протекания реакции при увеличении концентрации Н2 увеличится. В результате этого, в прямом направлении реакция будет протекать быстрее, чем в обратном. Следовательно, CI2 и CH2 будут уменьшаться, [HI] – увеличится, скорость обратной реакции возрастет. Через некоторое время установится новое равновесие, но при этом [HI] будет выше, чем она была до введения [H2], а [I2] – ниже. Процесс изменения концентраций вызванный нарушением равновесия, называется смещением, или сдвигом равновесия.
При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, при уменьшении концентрации какого-либо из веществ, равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

Слайд 20

Принцип Ле-Шателье.

Влияние давления (путем уменьшения или увеличения объема):
Когда в системе участвуют газы,

Принцип Ле-Шателье. Влияние давления (путем уменьшения или увеличения объема): Когда в системе
равновесие может нарушаться при изменении объема системы.
Например, рассматрим влияние давления на реакцию:
2NO + O2 → 2NO2
Уменьшим объем системы, например, в два раза. Равновесие нарушится, следовательно в первый момент парциальное давление и концентрации всех газов возрастут вдвое.
В результате равновесие сместится вправо, количество NO2 возрастет. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул, т.е. в сторону увеличения давления. Если реакция протекает без изменения числа молекул газа, то равновесие не нарушается при изменении давления. Например:
H2 + I2 ↔ 2HI (давление не влияет)

Слайд 21

Принцип Ле-Шателье.

Влияние температуры:
Равновесие большинства химических реакций сдвигается при изменении температуры. При повышении

Принцип Ле-Шателье. Влияние температуры: Равновесие большинства химических реакций сдвигается при изменении температуры.
температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении в направлении экзотермической реакции (т.е. если реакция протекает с выделением тепла, то равновесие смещается в сторону реакции, протекающей с поглощением тепла).
Таким образом, в соответствии с принципом Ле-Шателье, при введении в систему одного из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при повышении давления оно смещается так, что давление в системе снижается; при повышении температуры, температура в системе падает. Таким образом, зная условия смещения равновесия, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса.

Содержание

Имя файла: Кинетика-химических-реакций-и-химическое-равновесиеПредставил-Барсук-А.П.-Ф-033.pptx
Количество просмотров: 103
Количество скачиваний: 0