Химическая кинетика. Химическое равновесие

Химическая кинетика и равновесие

Цель работы : изучение влияние температуры на скорость реакции, концентрации на сдвиг химического равновесия.

Теоретическое обоснование:

Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объёма (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

Если за промежуток времени?ф = ф 2 ф 1 концентрация одного из веществ, участвующих в реакции, уменьшается на?С = С 2 С 1 , то средняя скорость химической реакции за указанный промежуток времени равна

Величина V выражает скорость химического процесса на некотором отрезке времени. Поэтому чем меньше?ф, тем средняя скорость будет ближе к истинной.

Скорость химической реакции зависит от следующих факторов:

1) природы и концентрации реагирующих веществ;

2) температуры реакционной системы;

3) наличия катализатора;

4) давления,

5) величины поверхности раздела фаз и скорости перемешивания системы (для гетерогенных реакций);

6) типа растворителя.

Влияние концентрации реагентов. Скорость реакции пропорциональна числу соударений молекул реагирующих веществ. Число соударений, в свою очередь, тем больше, чем выше концентрация каждого из исходных веществ.

Общую формулировку влияния концентрации на скорость химической реакции даёт закон действия масс (1867 г., Гульдберг, Вааге, Бекетов).

При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их уравнительных (стехиометрических) коэффициентов.

Для реакции аА + вВ = сС V = K[A] а [B] в,

где К - коэффициент пропорциональности или константа скорости;

Если [А] = 1 моль/л, [В] =1 моль/л, то V = K, отсюда физический смысл

константы скорости К: константа скорости равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице.

Влияние температуры на скорость реакции. С ростом температуры увеличивается частота столкновения реагирующих молекул, а следовательно, увеличивается скорость реакции.

Количественно влияние температуры на скорость гомогенных реакций может быть выражено правилом Вант-Гоффа.

В соответствии с правилом Вант-Гоффа при повышении (понижении) температуры на 10 градусов скорость химической реакции увеличивается (уменьшается) в 2-4 раза:

где V(t 2 ) и V(t 1 ) - скорости химической реакции при соответствующих температурах; ф(t 2 ) и ф(t 1 ) - продолжительность химической реакции при соответствующих температурах; г - температурный коэффициент Вант-Гоффа, который может принимать числовое значение в интервале 2-4.

Энергия активации. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реакции (выражается в кДж/моль). Одним из способов активации является увеличение температуры: при повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:

где К - константа скорости химической реакции; E а - энергия активации;

R - универсальная газовая постоянная; А - постоянная; exp - основание натуральных логарифмов.

Величина энергии активизации может быть определена, если известны два значения константы скорости К 1 и К 2 при температуре соответственно Т 1 и Т 2 , по следующей формуле:

Химическое равновесие.

Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают до конца - до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. протекают только в одном направлении. Обратимые реакции протекают не до конца. При обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется до конца. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Химическое равновесие - это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Для обратимой реакции

m A + n B ? p C + q D

константа химического равновесия равна

В обратимых химических реакциях равновесие устанавливается в тот момент, когда отношение произведения концентраций продуктов, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций исходных веществ, также возведенных в соответствующие степени, равно некоторой постоянной величине, называемой константой химического равновесия.

Константа химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Концентрации, при которых устанавливается равновесие, называются равновесными. Изменение внешних условий (концентрации, температуры, давления) вызывает смещение химического равновесия в системе и переход ее в новое равновесное состояние.

Подобный переход реакционной системы из одного состояния к другому называется смещением (или сдвигом) химического равновесия.

Направление смещения химического равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, производить какое-либо внешнее воздействие (изменять концентрацию, температуру, давление), то в этой системе самопроизвольно возникают процессы, стремящиеся ослабить произведенное воздействие.

Повышение концентрации одного из исходных реагентов сдвигает равновесие вправо (усиливается прямая реакция); повышение концентрации продуктов реакция смещает равновесие влево (усиливается обратная реакция).

Если реакция протекает с увеличением числа молекул газа (т.е. в правой части уравнения реакции суммарное число молекул газов больше, чем число молекул газообразных веществ в левой части), то повышение давления препятствует реакции, а уменьшение давления - благоприятствует реакции.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении - в направлении экзотермической реакции.

Катализатор изменяет в одинаковое число раз как скорость прямой, так и обратной реакции. Поэтому катализатор не вызывает сдвиг равновесия, а лишь сокращает или увеличивает время, необходимое для достижения равновесия.

Опыт №1 Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации исходных реагентов.

ь Приборы, оборудование: пробирки, секундомер, растворы тиосульфата натрия (III), разб. серной кислоты (1М), вода.

ь Методика проведения: Эту зависимость можно изучить на классическом примере гомогенной реакции взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой, протекающей по уравнению

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Sv + SO 2 ^ + H 2 O.

Сера в первый момент образует с водой коллоидный раствор (едва уловимое помутнение). Необходимо измерить по секундомеру время от момента сливания до появления едва заметной мути. Зная время протекания реакции (в секундах), можно определить относительную скорость реакции, т.е. величину, обратную времени:

химический гомогенный кинетика

Для опыта следует приготовить три сухие чистые пробирки, пронумеровать их. В первую внести 4 капли раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды; во вторую - 8 капель тиосульфата натрия и 4 капли воды; в третью - 12 капель тиосульфата натрия. Пробирки встряхнуть.

Если условно обозначить молярную концентрацию тиосульфата натрия в пробирке 1 через «с», то соответственно в пробирке 2 будет 2 с моль, в пробирке 3 - 3 с моль.

В пробирку 1 внести одну каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер: встряхивая пробирку, следить за появлением мути в пробирке, держа ее на уровне глаз. При появлении малейшей мути остановить секундомер, отметить время реакции и записать в таблицу.

Проделать аналогичные опыты со второй и третьей пробирками. Данные опыта внести в лабораторный журнал в виде таблицы.

ь Вывод: с повышением концентрации тиосульфата натрия скорость данной реакции возрастает. Графиком зависимости является прямая линия, проходящая через начало координат.

Опыт №2. Изучение зависимости скорости гомогенной реакции от температуры.

ь Приборы и оборудование: пробирки, секундомер, термометр, растворы тиосульфата натрия (III), серной кислоты (1М)

ь Методика проведения:

Приготовить три чистые сухие пробирки, пронумеровать их. В каждую из них внести по 10 капель раствора тиосульфата натрия. Пробирку №1 поместить в стаканчик с водой при комнатной температуре и через 1…2 минуты отметить температуру. Затем в пробирку добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включить секундомер и остановить его при появлении слабой, едва заметной мути. Отметить время в секундах от момента добавления кислоты в пробирку до появления мути. Записать результат в таблицу.

Затем повысить температуру воды в стакане точно на 10 0 либо нагреванием на плитке, либо смешиванием с горячей водой. Поместить в эту воду пробирку №2, выдержать несколько минут и добавить одну каплю серной кислоты, включив одновременно секундомер, встряхивать пробирку с содержимым в стаканчике с водой до появления мути. При появлении едва заметной мути выключить секундомер и внести показания секундомера в таблицу. Аналогичный опыт провести с третьей пробиркой. Температуру в стакане предварительно повысить ещё на 10 0 , поместить в неё пробирку №3, выдержать несколько минут и добавить одну каплю серной кислоты, одновременно включив секундомер и встряхивая пробирку.

Результаты опытов выразить графиком, откладывая по оси ординат скорость, а по оси абсцисс - температуру.

Определить температурный коэффициент реакции г

ь Вывод: в ходе опыта был рассчитан средний температурный коэффициент, который оказался равным 1,55. В идеале он составляет

2-4. Отклонение от идеала можно объяснить погрешностью измерения времени помутнения раствора. График зависимости скорости реакции от температуры имеет вид ветви параболы, которая не проходит через 0. С повышением температуры скорость реакции увеличивается

Опыт №3 Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.

ь Приборы и оборудование: пробирки, хлорид калия (крист.), растворы хлорида железа (III), роданид калия (насыщ.), дистиллированная вода, цилиндр

ь Методика проведения:

Классическим примером обратимой реакции является взаимодействие между хлоридом железа и роданидом калия:

FeCl 3 + 3 KCNS Д Fe(CNS) 3 + 3 KCl.

красного цвета

Образующийся роданид железа имеет красный цвет, интенсивность которого зависит от концентрации. По изменению окраски раствора можно судить о смещении химического равновесия в зависимости от увеличения или уменьшения содержания роданида железа в реакционной смеси. Составить уравнение константы равновесия данного процесса.

В мерный стаканчик или цилиндр налить 20 мл дистиллированной воды и добавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III) и одну каплю насыщенного раствора роданида калия. Полученный окрашенный раствор разлить в четыре пробирки поровну. Пробирки пронумеровать.

В первую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора хлорида железа (III).Во вторую пробирку прибавить одну каплю насыщенного раствора роданида калия. В третью пробирку добавить кристаллический хлорид калия и сильно взболтать. Четвёртая пробирка для сравнения.

Исходя из принципа Ле Шателье, объяснить, чем вызвано изменение окраски в каждом отдельном случае.

Результаты опыта записать в таблицу по форме

В первом во втором случае мы повышали концентрацию исходных веществ, поэтому получается более интенсивная окраска. Причем во втором случае окраска темнее, потому что концентрация KSCN изменяется с кубической скоростью. В третьем опыте мы повышали концентрацию конечного вещества, поэтому окраска раствора светлей.

Вывод: при повышении и концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции. При повышении концентрации продуктов равновесие смещается в сторону образования исходных веществ.

Общие выводы: в ходе опытов мы экспериментально установили зависимость скорости реакции от концентрации исходных веществ (чем выше концентрация, тем выше скорость реакции); зависимость скорости реакции от температуры (чем выше температура, тем больше скорость реакции); как концентрация реагирующих веществ влияет на химическое равновесие (при повышении концентрации исходных веществ химическое равновесие смещается в сторону образования продуктов; при повышении концентрации продуктов хим. равновесие смещается в сторону образования исходных веществ)

Г лава 6

Химическая кинетика. Химическое равновесие.

6.1.Химическая кинетика .

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 практически в одном направлении (обозначают знаком →).

Например:

CaCO 3 → CaO + CO 2

Обратимые реакции – реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (обозначают знаком).

Переходное состояние (активированный комплекс) – это состояние химической системы, являющееся промежуточным между исходными веществами (реагентами) и продуктами реакции. В этом состоянии происходит разрыв старых химических связей и образования новых химических связей. Далее активированный комплекс превращается в продукты реакции.

Большинство химических реакций являются сложными и состоят из нескольких стадий, называемых элементарными реакциями .

Элементарная реакция – единичный акт образования или разрыва химической связи. Совокупность элементарных реакций, из которых складывается химическая реакция, определяет механизм химической реакции.

В уравнении химической реакции обычно указывается начальное состояние системы (исходные вещества) и её конечное состояние (продукты реакции). В то же время фактический механизм химической реакции может быть достаточно сложным и включать в себя целый ряд элементарных реакций. К сложным химическим реакциям относятся обратимые, параллельные, последовательные и другие многостадийные реакции (цепные реакции , сопряженные реакции и пр.).

Если скорости различных стадий химической реакции существенно различаются, то скорость сложной реакции в целом определяется скоростью самой медленной ее стадии. Такую стадию (элементарную реакцию) называют лимитирующей стадией .

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 . Примером гомогенной системы может быть воздух, представляющий собой смесь веществ (азот, кислород и др.), находящихся в одинаковой газовой фазе. Суспензия мела (твердого вещества) в воде (жидкость) является примером гетерогенной системы, состоящей из двух фаз.

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. Примером гетерогенной реакции может служить реакция цинка (твердая фаза) с раствором соляной кислоты (жидкая фаза). В гетерогенной системе реакция всегда происходит на поверхности раздела двух фаз, так как только здесь реагирующие вещества, находящиеся в разных фазах, могут сталкиваться между собой.

Химические реакции принято различать по их молекулярности , т.е. по числу молекул, участвующих в каждом элементарном акте взаимодействия . По этому признаку различают реакции мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные.

Мономолекулярными называются реакции, в которых элементарный акт представляет собой химическое превращение одной молекулы , например:

Бимолекулярными считаются реакции, элементарный акт в которых осуществляется при столкновении двух молекул, например:

В тримолекулярных реакциях элементарный акт осуществляется при одновременном столкновении трех молекул, например:

Столкновение более чем трех молекул одновременно практически невероятно, поэтому реакции большей молекулярности на практике не встречаются.

Скорости химических реакций могут существенно отличаться. Химические реакции могут протекать крайне медленно, в течение целых геологических периодов, как, например, выветривание горных пород, которое представляет собой превращения алюмосиликатов:

K 2 O · Al 2 O 3 · 6SiO 2 + CO 2 + 2H 2 O → K 2 CO 3 + 4SiO 2 + Al 2 O 3 · 2SiO 2 · 2H 2 O.

ортоклаз – полевой шпат поташ кварц. песок каолинит (глина)

Некоторые реакции протекают практически мгновенно, например, взрыв черного пороха, представляющего собой смесь угля, серы и селитры:

3C + S + 2KNO 3 = N 2 + 3CO 2 + K 2 S.

Скорость химической реакции служит количественной мерой интенсивности ее протекания.

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

Так как для гомогенных процессов реакционным пространством является объем реакционного сосуда, то

для гомогенных реакций скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице объема.

Учитывая, что количество вещества, содержащееся в определенном объеме, характеризует концентрацию вещества, то

скорость реакции – это величина, показывающая изменение молярной концентрации одного из веществ в единицу времени.

Если при неизменных объеме и температуре концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась от с 1 до с 2 за промежуток времени от t 1 до t 2 , то, в соответствии с определением, скорость реакции за данный промежуток времени (средняя скорость реакции) равна:

Обычно для гомогенных реакций размерность скорости V [моль/л·с].

Так как для гетерогенных реакций реакционным пространством является поверхность , на которой протекает реакция, то для гетерогенных химических реакций скорость реакции относится к единице площади поверхности, на которой протекает реакция. Соответственно, средняя скорость гетерогенной реакции имеет вид:

где S – площадь поверхности, на которой протекает реакция.

Размерность скорости для гетерогенных реакций – [моль/л·с·м 2 ].

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 , который был сформулирован в 1865 году Н.Н.Бекетовым и в 1867 году К.М.Гульдбергом и П. Вааге .

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

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

Следует отметить, что закон действующих масс в полной мере применим лишь только к простейшим гомогенным реакциям. Если реакция протекает в несколько стадий, то закон справедлив для каждой из стадий, а скорость сложного химического процесса определяется скоростью наиболее медленно протекающей реакции, являющейся лимитирующей стадией всего процесса .

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

m А + n В = С ,

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

где k – коэффициент пропорциональности, который называется константой скорости химической реакции; [А А ; [B ] – молярная концентрация вещества B ; m и n – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Чтобы понять физический смысл константы скорости реакции , надо принять в написанных выше уравнениях концентрации реагирующих веществ [А ] = 1 моль/л и [В ] = 1 моль/л (либо приравнять единице их произведение), и тогда:

Отсюда ясно, что константа скорости реакции k численно равна скорости реакции, в которой концентрации реагирующих веществ (или их произведение в кинетических уравнениях) равны единице .

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от значения концентрации реагентов.

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

Например, в реакции синтеза метана:

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 реагирующего 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. 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 10 0 С скорость химической реакции возрастает в два – четыре раза.

V 1 – скорость реакции при начальной температуре системы t 1 , V 2 – скорость реакции при конечной температуре системы t 2 ,

γ – температурный коэффициент реакции (коэффициент Вант-Гоффа), равный 2÷4.

Знание величины температурного коэффициента γ дает возможность рассчитать изменение скорости реакции при увеличении температуры от Т 1 до Т 2 . В этом случае можно использовать формулу:

Очевидно, что при повышении температуры в арифметической прогрессии скорость реакции возрастает в геометрической прогрессии. Влияние температуры на скорость реакции тем значительнее, чем больше значение температурного коэффициента реакции g.

Следует заметить, что правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния небольших изменений температуры на скорость реакции.

Энергия, необходимая для протекания реакций, может быть обеспечена различными воздействиями (теплота, свет, электрический ток, лазерное излучение, плазма, радиоактивное излучение, высокое давление и т.д.).

Реакции могут подразделяться на тепловые, фотохимические, электрохимические, радиационно-химические и др. При всех этих воздействиях растет доля активных молекул, которые имеют энергию, равную или большую минимально необходимой для данного взаимодействия энергии Е мин .

При столкновении активных молекул вначале образуется так называемый активированный комплекс , внутри которого и происходит перераспределение атомов.

Энергия, необходимая для увеличения средней энергии молекул реагирующих веществ до энергии активированного комплекса, называется энергией активации Еа.

Энергию активации можно рассматривать как некую дополнительную энергию, которую должны приобрести молекулы реагентов, чтобы преодолеть определенный энергетический барьер . Таким образом, Е а ра вна разности между средней энергией реагирующих частиц E исх и энергией активированного комплекса E мин. Энергия активации определяется природой реагентов. Значение Е а колеблется в пределах от 0 до 400 кДж. Если значение Е а превышает 150 кДж, то такие реакции при температурах, близких к стандартной, практически не протекают.

Изменение энергии системы в ходе реакции может быть графически представлено с помощью следующей энергетической диаграммы (рис. 6.1).

Путь реакции

Рис. 6.1. Энергетическая диаграмма экзотермической реакции:

E исх – средняя энергия исходных веществ; E прод – средняя энергия продуктов реакции; E мин – энергия активированного комплекса; E акт – энергия активации; ΔH р – тепловой эффект химической реакции

Из энергетической диаграммы видно, что разность между величинами энергии продуктов реакции и энергии исходных веществ, будет представлять из себя тепловой эффект реакции.

Е прод. – Е исх. = ΔН р.

Согласно уравнению Аррениуса, чем больше значение энергии активации E акт, тем в большей степени константа скорости химической реакции k зависит от температуры:

Е - энергия активации (Дж/моль),

R - универсальная газовая постоянная,

T – температура в К,

А - константа Аррениуса,

e = 2,718 – основание натуральных логарифмов.

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

Например, смесь порошка алюминия и кристаллического йода при комнатной температуре не обнаруживает заметных признаков взаимодействия, но достаточно капли воды, чтобы вызвать бурную реакцию:

Различают гомогенный катализ (катализатор образует с реагирующими веществами гомогенную систему, например, газовую смесь) и гетерогенный катализ (катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах и каталитический процесс идет на поверхности раздела фаз).

Для объяснения механизма гомогенного катализа наибольшее распространение получила теория промежуточных соединений (предложена французским исследователем Сабатье и развита в работах русского ученого Н.Д. Зелинского). Согласно этой теории медленно протекающий процесс, например, реакция:

в присутствии катализатора протекает быстро, но в две стадии. В первой стадии процесса образуется промежуточное соединение одного из реагентов с катализатором A… kat .

Первая стадия:

A + kat = A.∙. kat.

Полученное соединение на второй стадии образует с другим реагентом активированный комплекс [A.∙.kat.∙.B ], который превращается в конечный продукт AB с регенерацией катализатора kat .

Вторая стадия:

A.∙.kat + B = = AB + kat.

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.

Примером может служить медленно протекающая реакция:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3 медленно .

При промышленном нитрозном способе получения серной кислоты в качестве катализатора используется оксид азота (II), что значительно ускоряет реакцию:

Широко используется гетерогенный катализ в процессах нефтепереработки. Катализаторами служат платина, никель, оксид алюминия и др. Гидрирование растительного масла протекает на никелевом катализаторе (никель на кизельгуре) и т.д.

Примером гетерогенного катализа является окисление SO 2 в SO 3 на катализаторе V 2 O 5 при производстве серной кислоты контактным методом.

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. Так, следы фосфора и мышьяка вызывают быструю потерю катализатором V 2 O 5 активности в реакции окисления SO 2 в SO 3 .

Многие важнейшие химические производства, такие как получение серной кислоты, аммиака, азотной кислоты, синтетического каучука, ряда полимеров и др., проводятся в присутствии катализаторов.

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 .

6.1.1. Вопросы для самоконтроля знаний теории

по теме « Химическая кинетика»

1. Что изучает химическая кинетика?

2. Что принято понимать под термином « реагенты»?

3. Что принято понимать под термином « продукты реакции»?

4. Как обозначаются в химических реакциях обратимые процессы?

5. Что принято понимать под термином « активированный комплекс»?

6. Что представляет из себя элементарная реакция?

7. Какие реакции считаются сложными?

8. Какую стадию реакций называют лимитирующей стадией?

9. Дайте определение понятию «фаза»?

10. Какие системы считаются гомогенными?

11. Какие системы считаются гетерогенными?

12. Приведите примеры гомогенных систем.

13. Приведите примеры гетерогенных систем.

14. Что считают «молекулярностью» реакции?

15. Что понимают под термином «скорость химической реакции»?

16. Приведите примеры быстрых и медленных реакций.

17. Что понимают под термином «скорость гомогенной химической реакции»?

18. Что понимают под термином «скорость гетерогенной химической реакции»?

19. От каких факторов зависит скорость химической реакции?

20. Сформулируйте основной закон химической кинетики.

21. Что представляет из себя константа скорости химических реакций?

22.От каких факторов зависит константа скорости химических реакций?

23. Концентрации каких веществ не включается в кинетическое уравнение химических реакций?

24. Как зависит скорость химической реакции от давления?

25. Как зависит скорость химической реакции от температуры?

26. Как формулируется «Правило Вант-Гоффа»?

27. Что представляет из себя «температурный коэффициент химической реакции»?

28. Дайте определение понятию «энергия активации».

29. Дайте определение понятию «катализатор химической реакции»?

30. Что представляет из себя гомогенный катализ?

31. Что представляет из себя гетерогенный катализ?

32. Как объясняется механизм действия катализатора при гомогенном катализе?

33. Приведите примеры каталитических реакций.

34. Что такое ферменты?

35. Что такое промоторы?

6.1.2. Примеры решения типовых задач

по теме «Химическая кинетика»

Пример 1 . От площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ зависит скорость реакции:

1) серной кислоты с раствором хлорида бария,

2) горения водорода в хлоре,

3) серной кислоты с раствором гидроксида калия,

4) горения железа в кислороде.

От площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ зависит скорость гетерогенных реакций. Среди приведенных реакций гетерогенной реакцией, т.е. характеризующейся наличием разных фаз, является реакция горения железа (твердая фаза) в кислороде (газовая фаза).

Ответ. 3.

Пример 2. Как изменится скорость реакции

2Н 2(г) + О 2(Г) = 2Н 2 О (г)

при увеличении концентрации исходных веществ в два раза?

Запишем кинетическое уравнение реакции, устанавливающее зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ:

V 1 = k [Н 2 ] 2 · [О 2 ].

Если концентрации исходных веществ увеличить в 2 раза, кинетическое уравнение примет вид:

V 2 = k (2 [Н 2 ]) 2 · 2 [О 2 ] = 8 k [Н 2 ] 2 · [О 2 ], т.е.

При увеличении концентрации исходных веществ в два раза скорость данной реакции возросла в 8 раз.

Ответ. 8.

Пример 3. Как изменится скорость реакции, если общее давление в системе СН 4(Г) + 2О 2(Г) = СО 2(Г) + 2Н 2 О (Г) , уменьшить в 5 раз?

В соответствии с кинетическим уравнением реакции, скорость этой реакции будет определяться:

V 1 = k [СН 4 ] · [О 2 ] 2 .

При уменьшении давления в пять раз концентрация каждого из газообразных веществ уменьшится также в пять раз. Кинетическое уравнение реакции в этих условиях будет следующим:

можно определить, что скорость реакции уменьшилась в 125 раз.

Ответ. 125.

Пример 4. Как изменится скорость реакции, характеризующейся температурным коэффициентом реакции, равным 3, если температура в системе повысилась с 20 до 60°С?

Решение. В соответствии с правилом Вант-Гоффа

При повышении температуры на 40 0 С скорость данной реакции возросла в 81 раз

Ответ. 81.

6.1.3. Вопросы и упражнения для самоподготовки

Скорость химических реакций

1. В зависимости от физического состояния реагирующих веществ химические реакции подразделяют на:

1) экзотермические и эндотермические,

2) обратимые и необратимые,

3) каталитические и некаталитические,

4) гомогенные и гетерогенные.

2. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены гомогенные реакции:

3. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены выражения, с помощью которых можно вычислить скорость гомогенной реакции:

4. Единицей измерения скорости гомогенной реакции может быть:

1) моль/л·с,

3) моль/л·,

4) л/моль·с.

5. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены справедливые выражения. В ходе гомогенной реакции

А + 2B ® 2C + D :

1) концентрации А и В убывают,

2) концентрация С возрастает быстрее, чем концентрация D ,

4) концентрация В убывает быстрее, чем концентрация А ,

8) скорость реакции остается постоянной.

6. Под каким номером показана линия, верно отражающая изменение во времени концентрации образующегося в реакции вещества:

7. Изменение во времени концентрации исходного вещества в реакции, протекающей до конца, верно описывает кривая:

9. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены реакции, скорость которых не зависит от того, по какому веществу ее вычисляют?

10. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены факторы, влияющие на скорость реакции:

1) природа реагирующих веществ,

2) концентрация реагирующих веществ,

4) температура реакционной системы,

8) присутствие катализатора в реакционной системе.

11. Основной закон химической кинетики устанавливает зависимость скорости реакции от:

1) температуры реагирующих веществ,

2) концентрации реагирующих веществ,

3) природы реагирующих веществ,

4) времени протекания реакции.

12. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены верные высказывания. Химическая кинетика:

1) раздел физики,

2) изучает скорость химической реакции,

4) использует закон действующих масс,

8) изучает зависимость скорости реакций от условий их протекания.

13. Я.Х. Вант-Гофф:

1) первый лауреат Нобелевской премии по химии,

2) изучал зависимость скорости реакции от температуры,

4) изучал зависимость скорости реакции от концентрации веществ,

8) сформулировал закон действующих масс.

14. В одинаковых условиях быстрее протекает реакция:

1) Ca + H 2 O ®

3) Mg + H 2 O ®

4) Zn + H 2 O ®

15. Скорость выделения водорода наибольшая в реакции:

1) Zn + HCl (5-процентный р–р) ®

2) Zn + НСl (10-процентный р–р) ®

3) Zn + HCl (15-процентный р–р) ®

4) Zn + HCl (30-процентный р–р) ®

16. Концентрация реагирующего вещества не влияет на скорость реакции, если это вещество в реакцию взято в:

1) твердом состоянии,

2) газообразном состоянии,

3) растворенном состоянии.

17. Вычислите среднюю скорость реакции A + B = C (моль/л×с), если известно, что исходная концентрация А составляла 0,8 моль/л, а через 10 секунд стала 0,6 моль/л.

1) 0,2, 2) 0,01, 3) 0,1, 4) 0,02.

18. На сколько моль/л уменьшились концентрации веществ A и B в реакции A + 2B ® 3C , если известно, что за это же время концентрация С увеличилась на 4,5 моль/л?

DС А DС B

19. Вычислите среднюю скорость реакции 2CO + O 2 ® 2CO 2 (моль/л×с), если известно, что исходная концентрация CO составляла 0,60 моль/л, а через 10 секунд стала 0,15 моль/л. На сколько моль/л изменилась за этот промежуток времени концентрация CO 2 ?

3) 0,045; 0,045,

20. На сколько градусов нужно нагреть систему, чтобы скорость протекающей в ней реакции увеличилась в 2–4 раза?

1) 150, 2) 10, 3) 200, 4) 50.

21. Скорость реакции при 20°С равна 0,2 моль/л×с. Определите скорость реакции при 60°C (моль/л×с), если температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

1) 16,2, 2) 32,4, 3) 8,1, 4) 4,05.

22. Эмпирическую зависимость скорости реакции от температуры верно отражает уравнение:

23. Скорость реакции при 20°С равна 0,08 моль/л×с. Вычислите скорость реакции при 0°С (моль/л×с), если температурный коэффициент скорости реакции равен 2.

1) 0,16, 2) 0,04, 3) 0,02, 4) 0,002.

24. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры на 40°С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

1) 64, 2) 243, 3) 81, 4) 27.

25. На сколько градусов следует повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 64 раза, если температурный коэффициент скорости реакции равен 4?

1) 60, 2) 81, 3) 27, 4) 30.

26. Вычислите температурный коэффициент скорости реакции, если известно, что при повышении температуры на 50 о С скорость реакции возрастает в 32 раза.

1) 3, 2) 2, 3) 4, 4) 2,5.

27. Причиной роста скорости реакции с ростом температуры является увеличение:

1) скорости движения молекул,

2) числа столкновений между молекулами,

3) доли активных молекул,

4) стабильности молекул продуктов реакции.

28. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены реакции, для которых MnO 2 является катализатором:

1) 2KClO 3 ® 2KCl + 3O 2 ,

2) 2Al + 3I 2 ® 2AlI 3 ,

4) 2H 2 O 2 ® 2H 2 O + O 2 ,

8) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3 .

29. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. С помощью каталитических реакций в промышленности получают:

1) соляную кислоту,

2) серную кислоту,

4) аммиак,

8) азотную кислоту.

30. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. Катализатор:

1) участвует в реакции,

2) используется только в твердом состоянии,

4) не расходуется в ходе реакции,

8) в своем составе обязательно содержит атом металла.

31. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. В качестве катализаторов используются:

32. Вещества, уменьшающие активность катализатора, называются:

1) промоторами,

2) регенераторами,

3) ингибиторами,

4) каталитическими ядами.

33. Каталитической не является реакция:

1) (C 6 H 10 O 5) n + n H 2 O ® n C 6 H 12 O 6 ,

целлюлоза

2) 2SO 2 + O 2 ® 2SO 3 ,

3) 3H 2 + N 2 ® 2NH 3 ,

4) NH 3 + HCl ® NH 4 Cl.

34. Под каким номером приведено уравнение гомогенного катализа:

35. Механизм действия катализатора верно отражает высказывание. Катализатор:

1) увеличивая кинетическую энергию исходных частиц, увеличивает число их столкновений,

2) образует с исходными веществами промежуточные соединения, легко превращающиеся в конечные вещества,

3) не взаимодействуя с исходными веществами, направляет реакцию по новому пути,

4) уменьшая кинетическую энергию исходных частиц, увеличивает число их столкновений.

36. Роль промотора в каталитической реакции состоит в том, что он:

1) уменьшает активность катализатора,

2) увеличивает активность катализатора,

3) ведет реакцию в желаемом направлении,

4) защищает катализатор от каталитических ядов.

37. Ферменты:

1) биологические катализаторы,

2) имеют белковую природу,

4) не отличаются специфичностью действия,

8) ускоряют биохимические процессы в живых организмах.

38. Гетерогенной является реакция:

39. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. Чтобы увеличить скорость горения угля: С + O 2 ® СО 2 , необходимо:

1) увеличить концентрацию О 2 ,

2) увеличить концентрацию угля,

4) измельчить уголь,

8) увеличить концентрацию углекислого газа.

40. Если реагирующее вещество А взято в реакцию: А т + Х газ ® в твердом состоянии, то на скорость реакции влияет:

1) концентрация А,

2) площадь поверхности соприкосновения А с Х,

4) молярная масса А,

8) концентрация вещества Х.

41. Размерностью скорости гетерогенной реакции является:

1) моль/л, 2) моль/cм 3 ×с,

3) моль/л×с 4) моль/см 2 ×с.

42. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. Принцип кипящего слоя используют:

1) для увеличения поверхности соприкосновения реагентов,

2) при обжиге колчедана,

4) в ходе каталитического крекинга нефтепродуктов,

8) для регенерации активности катализатора.

43. Наименьшую

1) Na + H 2 O ® 2) Ca + H 2 O ®

3) K + H 2 O ® 4) Mg + H 2 O ®

44. На графике приведены энергетические диаграммы некаталитической и каталитической реакции разложения иодоводорода. Изменение энергии активации отражает энергетический отрезок:

1) b , 2) c , 3) d , 4) b– c .

45. Наибольшую энергию активации имеет реакция, описываемая схемой:

1) AgNO 3 + KCl ® AgCl + KNO 3 ,

2) BaCl 2 + K 2 SO 4 ® BaSO 4 + 2KCl,

3) 2Na + 2H 2 O ® 2NaOH + 2H 2 ,

6.2. Химическое равновесие.

Наряду с практически необратимыми химическими реакциями:

СaCl 2 + 2AgNO 3 = Ca(NO 3) 2 + 2AgCl↓ и др.

известны многочисленные процессы, когда 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:

Рассмотрим особенности протекания обратимых процессов на примере системы, которая, в общем виде, имеет вид:

При условии, что прямая → и обратная ← реакции протекают в одну стадию, согласно закону действующих масс значения скоростей для прямой (V прям) и обратной (V обр) реакций описываются следующими кинетическими уравнениями:

где k прям и k обр - константы скорости, соответственно, прямой и обратной реакций.

В начальный момент времени (см. рис. 6.2) 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 . Это равновесие является динамическим , поскольку в системе имеет место двусторонняя реакция – в прямом (A и B – реагенты, C и D – продукты) и в обратном (A и B – продукты, C и D – реагенты) направлениях.

V обр.

Время реакции

Рис. 6.2. Зависимость скоростей прямой и обратной реакций

от времени их протекания.

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

Количественную характеристику химического равновесия можно вывести, используя соответствующие кинетические уравнения :

Так как константы скоростей реакций при фиксированной температуре постоянны, то будет постоянным и отношение

называемое константой химического равновесия . Приравнивая правые части кинетических уравнений для прямой и обратной реакций можно получить:

где K р – константа химического равновесия, выраженная через равновесные концентрации участников реакции.

Константа химического равновесия представляет собой отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.

Например, для обратимой реакции

выражения для константы равновесия имеет вид:

Если в процессе химического превращения участвуют две или несколько фаз, то в выражении для константы равновесия следует учитывать только те из них, в которых происходят изменения концентраций реагентов. Например, в выражение для константы равновесия для системы

общее количество моль газообразных веществ до и после реакции остается постоянным и давление в системе не меняется. Равновесие в данной системе при изменении давления не смещается.

Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия.

В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое – эндотермическому. Так в реакции синтеза аммиака прямая реакция – экзотермическая, а обратная реакция – эндотермическая.

1) концентрации H 2 , N 2 и NH 3 не изменяются со временем,

3) число молекул NH 3 , распадающихся в единицу времени, равно половине общего числа молекул H 2 и N 2 , образующихся за это время,

4) общее число молекул H 2 и N 2 , превращающихся в единицу времени в NH 3 , равно числу молекул NH 3 , образующихся за это же время.

49. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. Химическое равновесие в системе: 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 нарушит:

1) уменьшение давления в системе,

2) нагревание,

4) увеличение концентрации кислорода.

50. Укажите номер или сумму условных номеров, под которыми приведены правильные ответы. Чтобы сместить равновесие в системе N 2 + 3H 2 2NH 3 ∆Н ˂0 влево, надо:

1) ввести в систему H 2 ,

2) удалить из системы NH 3 ,

4) повысить давление,

8) увеличить температуру.

51. Для смещения равновесия реакции 2SO 2 + O 2 2SO 3 ∆Н ˂0 вправо, необходимо:

1) нагреть систему,

2) ввести в систему O 2 ,

4) ввести в систему SO 3 ,

8) уменьшить давление в системе.

52. Правилу (принципу) Ле Шателье не соответствует утверждение:

1) повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции;

2) понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции;

3) повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к увеличению объема;

N 2 + O 2 ∆Н ˂0,2H 2 O (пар) , 2NH 3 кат. 3H 2 + N 2 . B ,

2) k 1 Ч = k 2 2 ,

67. На константу равновесия (K p ) влияет:

1) давление,

2) температура,

3) концентрация,

4) катализатор.

Химическая кинетика

Химическое равновесие

Химическая кинетика – раздел химии, который изучает скорость химической реакции и факторы влияющие на неё.

О принципиальной осуществимости процесса судят по значению изменения энергии Гиббса системы. Однако оно ничего не говорит о реальной возможности реакции в данных условиях, не даёт представления о скорости и механизме процесса.

Изучение скоростей реакций позволяет выяснить механизм сложных химических превращений. Это создаёт перспективу для управления химическим процессом, позволяет осуществлять математическое моделирование процессов.

Реакции могут быть:

1. гомогенными – протекают в одной среде (в газовой фазе); проходят во всём объёме;

2. гетерогенными – протекают не в одной среде (между веществами, находящимися в разных фазах); проходят на границе раздела.

Под скоростью химической реакции понимают число элементарных актов реакции, проходящих в единицу времени в единице объёма (для гомогенных реакций) и на единицу поверхности (для гетерогенных реакций).

Так как при реакции изменяется концентрация реагирующих веществ, то скорость обычно определяют как изменение концентрации реагентов в единицу времени и выражают в

. При этом нет необходимости следить за изменением концентрации всех веществ, входящих в реакцию, поскольку стехиометрический коэффициент в уравнении реакции устанавливает соотношение между концентрациями, т.е. при скорость накопления аммиака вдвое больше скорости расходования водорода.
, , т.к. не может быть отрицательной, поэтому ставят «–».

Скорость в интервале времени

– истинная мгновенная скорость – 1‑ая производная концентрации по времени.

Скорость химических реакций зависит :

1. от природы реагирующих веществ;

2. от концентрации реагентов;

3. от катализатора;

4. от температуры;

5. от степени измельчения твёрдого вещества (гетерогенные реакции);

6. от среды (растворы);

7. от формы реактора (цепные реакции);

8. от освещения (фотохимические реакции).

Основной закон химической кинетики – закон действующих масс : скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в реакции

: , – постоянная скорости химической реакции

Физический смысл

при .

Если в реакции участвуют не 2‑е частицы, а более

, то: ~ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, т.е.: , где – показатель порядка реакции в целом (реакции первого, второго, третьего … порядков).

Число частиц, участвующих в этом акте реакции определяет молекулярность реакции :

мономолекулярная ( ) бимолекулярная ( ) тримолекулярная.

Больше 3‑х не бывает, т.к. столкновение более 3‑х частиц сразу – маловероятно.

Когда реакция идёт в несколько стадий, то общая

реакции = наиболее медленной стадии (лимитирующей стадии).

Зависимость скорости реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа : при увеличении температуры на

, скорость химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза: . ,
– температурный коэффициент скорости химической реакции .

Не всякое столкновение молекул сопровождается их взаимодействием. Большинство молекул отскакивают как упругие шарики. И только активные при столкновении взаимодействуют друг с другом. Активные молекулы обладают некоторой избыточной

но сравнению с неактивными молекулами, поэтому в активных молекулах связи между ними ослаблены.

Энергия для перевода молекулы в активное состояние – энергия активации

. Чем она меньше, тем больше частиц реагируют, тем больше скорость химической реакции.

Величина

зависит от природы реагирующих веществ. Она меньше диссоциации – наименее прочной связи в реагентах.

Изменение

в ходе реакции: выделяется (экзотермическая)

С увеличением температуры число активных молекул растёт, поэтому

Задача 1. Дайте определение понятию скорость химической реакции. Опишите количественно (где это можно), как влия­ют на скорость реакции внешние условия (концентрация, тем­пература, давление). Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции Н 2 +С1 2 = 2НС1 при увеличении давления в 2 раза;

Решение.

Скоростью химической реакции u называют число элементарных актов взаимодействия, в единицу времени, в единице объема для гомогенных реакций или на единице поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций. Среднюю выражают изменением количества вещества n израсходованного или полученного вещества в единице объема V за единицу времени t. Концентрацию выражают в моль/л, а время в минутах, секундах или часах.

υ = ± dC/dt,

где C – концентрация, моль/л

Единица измерения скорости реакции моль/л·с

Если в некоторые моменты времени t 1 и t 2 концентрации одного из исходных веществ равна с 1 и с 2 , то за промежуток времени Δt = t 2 – t 1 , Δc = c 2 – c 1

Если вещество расходуется, то ставим знак «-», если накапливается – «+»

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, присутствия катализаторов, давления (с участием газов), среды (в растворах), интенсивности света (фотохимические реакции).

Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ . Каждому химическому процессу присуще определенное значение энергии активации Е а. Причем, скорость реакции. тем больше, чем меньше энергия активации.

Скорость зависит от прочности химических связей в исходных веществах. Если эти связи прочные, то Е а велика, например N 2 + 3H 2 = 2NH 3 , то скорость взаимодействия мала. Если Е а равна нулю, то реакция протекает практически мгновенно, например:

HCl (раствор) + NaOH (раствор) = NaCl (раствор) + H 2 O.

Решение.

Fe 2 O 3 (т) + 3CO (г) = 2Fe (т) + 3CO 2 (г)

3 моля СО 2 образуется, если в реакцию вступают 3 моля СО,

2 молей СО 2 — х

х = 2 моль, ⇒ исходная концентрация исх = pавн + 2 моль = 1 + 2 = 3 моль.

Задача 3.Температурный коэффициент реакции равен 2,5. Как изменится ее скорость при охлаждении реакционной смеси от изменения температуры от 50 °С до 30 °С?

Задача 4. Рассчитайте скорость реакции между растворами хлорида калия и нитрата серебра, концентрации которых составляют соответственно 0,2 и 0,3 моль/л, а k=1,5∙10 -3 л∙моль -1 ∙с -1

Решение.

AgNO 3 + KCl = AgCl↓ + K NO 3

v = k··

v = 1,5∙10 -3 · 0,2 · 0,3 = 9·10 -5 моль/л·с

Таким образом скорость реакции равна v = 9·10 -5 моль/л·с

Задача 5. Как следует изменить концентрацию кислорода, чтобы скорость гомогенной элементарной реакции: 2 NО (г) +O 2(г) → 2 NО 2(г) не изменилась при уменьшении концентрации оксида азота (II) в 2 раза?

Решение .

2 NО (г) +O 2(г) → 2 NО 2(г)

Скорость прямой реакции равна:

υ 1 = k· 2 ·

При уменьшении концентрации NО в 2 раза скорость прямой реакции станет равной:

υ 2 = k· 2 · = 1/4·k· 2 ·

т.е. скорость реакции уменьшится в 4 раза:

υ 2 /υ 1 = 1/4·k· 2 · / k· 2 · = 4

Чтобы скорость реакции не изменилась концентрацию кислорода надо увеличить в 4 раза.

При условии, что υ 1 = υ 2

1/4·k· 2 ·х = k· 2 ·

Задача 6. При увеличении температуры с 30 до 45 о С скорость гомогенной реакции повысилась в 20 раз. Чему равна энергия активации реакции?
Решение.
Применяя , получим:
ln 20 = E a /8,31 · (1/303 – 1/318),
отсюда

E a = 160250 Дж = 160,25 кДж

Задача 7. Константа скорости реакции омыления уксусноэтилового эфира: СН 3 СООС 2 Н 5(р-р) + КОН (р-р) →СН 3 СООК (р-р) +С 2 Н 5 ОН (р-р) равна 0,1 л/моль∙мин. Начальная концентрация уксусноэтилового эфира была равна 0,01 моль/л, а щелочи – 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и в тот момент, когда концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л.

Решение.

СН 3 СООС 2 Н 5(р-р) + КОН (р-р) →СН 3 СООК (р-р) +С 2 Н 5 ОН (р-р)

Скорость прямой реакции равна:

υ нач = k·[СН 3 СООС 2 Н 5 ]·[КОН]

υ нач = 0,1·0,01·0,05 = 5·10 -5 моль/л·мин

В тот момент, когда концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л, его расход составит

[СН 3 СООС 2 Н 5 ] расход = 0,01 – 0,008 = 0,002 моль/л

Значит, в этот момент щелочи также израсходовалось [КОН] расход = 0,002 моль/л и ее концентрация станет равной

[КОН] кон = 0,05 – 0,002 = 0,048 моль/л

Вычислим скорость реакции в тот момент, когда концентрация эфира станет равной 0,008 моль/л, а щелочи 0,048 моль/л

υ кон = 0,1·0,008·0,048 = 3,84·10 -5 моль/л·мин

Задача 8. Как следует изменить объем реакционной смеси системы:
8NH 3(г) + 3Br 2(ж) →6NH 4 Br (к) + N 2(г) , чтобы скорость реакции уменьшилась в 60 раз?

Решение.

Чтобы уменьшить скорость реакции необходимо увеличить объем системы, т.е. уменьшить давление и, тем самым, уменьшить концентрацию газообразного компонента — NH 3 . Концентрация Br 2 при этом останется постоянной.

Начальная скорость прямой реакции была равна:

υ 1 = k· 8 ·

при увеличении концентрации аммиака скорость прямой реакции стала равной:

υ 2 = k· 8 · = k·x 8 · 8 ·

υ 2/ υ 1 = k·x 8 · 8 ·/k· 8 · = 60

После сокращения всех постоянных, получаем

Таким образом, чтобы уменьшить скорость реакции в 60 раз, надо увеличить объем в 1,66 раз.

Задача 9. Как повлияет на выход хлора в системе:
4HCl (г) +O 2(г) ↔2Cl 2(г) + 2H 2 О (ж) ; ΔН о 298 =−202,4кДж
а) повышение температуры; b) уменьшение общего объема смеси; c) уменьшение концентрации кислорода; d) введение катализатора?

Решение.

4HCl (г) +O 2(г) ↔2Cl 2(г) + 2H 2 О (ж) ; ΔН о 298 =−202,4кДж

1. ΔН о 298 ˂ 0, следовательно, реакция экзотермическая, поэтому, согласно принципу Ле-Шателье, при повышении температуры равновесие сместится в сторону образования исходных веществ (влево), т.е. выход хлора уменьшится.
2. При уменьшении давления, равновесие смещается в сторону реакции, идущей с увеличением числа молекул газообразных веществ. В данном случае в равновесие смещается сторону образования исходных веществ (влево), т.е. выход хлора также уменьшится.
3. Уменьшение концентрации кислорода также будет способствовать смещению равновесия влево и уменьшению выхода хлора.
4. Внесение катализатора в систему приводит к увеличению скорости как прямой, так и обратной реакций. При этом, изменяется скорость достижения состояния равновесия, но при этом константа равновесия не меняется и смещения равновесия не происходит. Выход хлора останется неизменным.

Задача 10. В системе: PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2
равновесие при 500 о С установилось, когда исходная концентрация PCl 5 , равная 1 моль/л, уменьшилась до 0,46 моль/л. Найдите значение константы равновесия при указанной температуре.

Решение.

PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2

Запишем выражение для константы равновесия:

К = · ̸

Найдем количество PCl 5, которое расходуется на образование PCl 3 и Cl 2 и их равновесные концентрации.

Расход = 1 – 0,46 = 0,54 моль/л

Из уравнения реакции:

Из 1 моль PCl 5 образуется 1 моль PCl 3

Из 0,54 моль PCl 5 образуется x моль PCl 3

x = 0,54 моль

Аналогично, из 1 моль PCl 5 образуется 1 моль Cl 2

из 0,54 моль PCl 5 образуется у моль Cl 2

у = 0,54 моль

К = 0,54·0,54/0,46 = 0,63.

Задача 11. Константа равновесия реакции: СОСl 2(г) ↔ СО (г) +С1 2(г) равна 0,02. Исходная концентрация СОCl 2 составила 1,3 моль/л. Рассчитайте равновесную концентрацию Сl 2 . Какую исходную концентрацию СОCl 2 следует взять, чтобы увеличить выход хлора в 3 раза?

Решение.

СОСl 2(г) ↔ СО (г) +С1 2(г)

Запишем выражение для константы равновесия :

К = [СО]· ̸ [СОСl 2 ]

Пусть [СО] равн = равн = х, тогда

[СОСl 2 ] равн = 1,3 – х

Подставим значения в выражение для константы равновесия

0,02 = х·х/(1,3 — х)

Преобразим выражение в квадратное уравнение

х 2 + 0,02х – 0,026 = 0

Решая уравнение, находим

Значит, [СО] равн = равн = 0,15 моль/л

Увеличив выход хлора в 3 раза получим:

Равн = 3·0,15 = 0,45 моль/л

Исходная концентрация [СОСl 2 ] исх2 при этом значении Cl 2 равна:

[СОСl 2 ] равн2 = 0,45·0,45/0,02 = 10,125 моль/л

[СОСl 2 ] исх2 = 10,125 + 0,45 = 10,575 моль/л

Таким образом, чтобы увеличить выход хлора в 3 раза, исходная концентрация СОCl 2 должна быть равна [СОСl 2 ] исх2 = 10,575 моль/л

Задача 12. Равновесие в системе H 2(г) + I 2(г) ↔ 2HI (г) установилось при следующих концентрациях участников реакции: HI – 0,05 моль/л, водорода и иода – по 0,01 моль/л. Как изменятся концентрации водорода и иода при повышении концентрации HI до 0,08 моль/л?

Решение.

H 2(г) + I 2(г) ↔ 2HI (г)

Найдем значение константы равновесия данной реакции:

К = 2 ̸ ·

К = 0,05 2 ̸ 0,01 · 0,01 = 25

При увеличении концентрации HI до 0,08 моль/л, равновесие сместится в сторону образования исходных веществ.

Из уравнения реакции видно, что образуется 2 моль HI, 1 моль H 2 и 1 моль I 2.

Обозначим новые равновесные концентрации через неизвестную х.

Равн2 = 0,08 — 2х равн2 = равн2 = 0,01 + х

Найдем х с помощью выражения для константы равновесия:

К = (0,08 — 2х) 2 ̸ [(0,01 + х) · (0,01 + х)] = 25

Решая уравнения находим:

Равн2 = равн2 = 0,01 + 0,004 = 0,0014 моль/л

Задача 13. Для реакции: FeO (к) + CO (г) ↔Fe (к) + CO 2(г) константа равновесия при 1000 о С равна 0,5. Начальные концентрации СО и СО 2 были соответственно равны 0,05 и 0,01 моль/л. Найдите их равновесные концентрации.

Решение.

FeO (к) + CO (г) ↔Fe (к) + CO 2(г)

Запишем выражение для константы равновесия :

К = [СО 2 ] ̸ [СО]

Пусть равновесные концентрации равны:

[СО] равн = (0,05 – х) моль/л [СО 2 ] равн = (0,01 + х) моль/л

Подставим значения в выражение для константы равновесия:

К = (0,01 + х)/(0,05 – х) = 0,5

Решая уравнение, найдем х:

[СО] равн = 0,05 – 0,01 = 0,04 моль/л [СО 2 ] равн = 0,01 + 0,01 = 0,02 моль/л

Категории ,

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«РОСТОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Утверждено на заседании кафедры химии 10.06.2011 г.

Химическая кинетика и равновесие

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

по дисциплине "Химия"

для бакалавров 1-го курса по направлениям: "Строительство", "Стандартизация и метрология", "Товароведение", "Технология художественной обработки материалов", "Техносферная безопасность", "Эксплуатация транспортно-технических машин и комплексов", "Технология транспортных процессов" всех профилей

Ростов-на-Дону

Химическая кинетика и равновесие: – методические указания по дисциплине «Химия» для бакалавров 1-го курса. – Ростов н/Д: Рост. гос. строит. ун-т,

2011. – 12 с.

Дается определение скорости химической реакции и указываются факторы, влияющие на нее (концентрация, температура, природа вещества и катализатор. Приводится формулировка принципа Ле-Шателье и рассматривается его практическое применение к обратимым реакциям.

Предназначены для бакалавров 1-го курса дневной и заочной форм, обучающихся по направлениям "Строительство", "Стандартизация и метрология", "Товароведение", "Технология художественной обработки материалов", "Техносферная безопасность", "Эксплуатация транспортно-технических машин и комплексов", "Технология транспортных процессов" всех профилей дневного и заочного отделений.

Электронная версия находится в библиотеке, ауд. 224.

Составители: канд. хим. наук, доц. М.Н.Мицкая

канд. хим. наук, доц. Е.А.Левинская

Редактор Т.М. Климчук Доп. план 2011 г., поз.107

Подписано в печать 14.07.11. Формат 60х84/16. Бумага писчая. Ризограф. Уч.-изд.л. 0,6. Тираж 100 экз. Заказ 311

____________________________________________________________________

Редакционно-издательский центр Ростовского государственного строительного университета

344022, Ростов-на-Дону, ул. Социалистическая, 162

© Ростовский государственный

строительный университет, 2011

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ I

Химическая кинетика – это раздел химии, изучающий скорость протека-

ния химических реакций и факторы, влияющие на нее. Химические реакции бывают гомогенными и гетерогенными. Если реагирующие вещества находятся в одной фазе – это гомогенная реакция , а если в разных – гетерогенная .

Фаза – это часть системы, отделенная от других частей поверхностью раз-

дела, при переходе через которую свойства системы изменяются скачкообраз-

Примером гомогенной реакции служит взаимодействие растворов AqNO3 и

NaCl. Эта реакция протекает быстро и по всему объему: AqNO3 + NaCl = AqCl + NaNO3 .

Примером гетерогенной реакции является процесс растворения цинка в растворе серной кислоты:

Zn + H2 SO4 = ZnSO4 + H2

Скоростью гомогенной реакции называется изменение концентрации вещества, вступающего в реакцию или образующегося в ходе реакции ∆С в

единицу времени ∆t V гом С ,

(+) – ставится в том случае, если следят за изменением концентрации продук-

тов реакции, которая в ходе реакции увеличивается; (-) – когда следят за изменением концентрации исходных веществ, которая в ходе реакции уменьшается.

Скоростью гетерогенной реакции называется изменение количества ве-

щества, вступающего в реакцию или образующегося в ходе реакции ∆n в еди-

ницу времени ∆t на единице площади ∆S:

V гет n .

Факторы, влияющие на скорость химических реакций

1. Влияние концентрации веществ.

Для протекания химической реакции необходимо соударение реагирую-

щих частиц межу собой. Поэтому при увеличение концентрации веществ воз-

растает вероятность их столкновения, а следовательно, увеличивается скорость химической реакции.

Количественная зависимость скорости реакции от концентрации описыва-

ется законом действия масс: « Скорость прямой реакции прямопропорцио-

нальна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их сте-

хиометрических коэффициентов в уравнении реакции”.

Так, для условной реакции aA + bB = cC + dD скорость прямой реакции V прям k 1 A a B b , а скорость обратной реакции V обрат . k 2 С с D d , где [A], [B], [C]

и [D] – концентрации веществ; a, b, c и d – коэффициенты в уравнении реакции; k1 и k2 – константы скорости реакций.

Константа скорости прямой реакции k1 численно равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных единице. Она не зависит от концентраций веществ, а зависит от их природы и температуры.

В случае протекания гетерогенных реакций в кинетическом уравнении бу-

дут учитываться концентрации только тех веществ, которые находятся в жид-

ком или газообразном состоянии. Концентрация твердых веществ величина по-

стоянная, и она входит в значение константы скорости.

Так, для реакции S (кр.) + Н2 (г) = Н2 S (г) скорость прямой реакции опреде-

ляется следующим уравнением: V прям . k 1 H 2 .

Пример . Как изменится скорость прямой реакций при увеличении

концентрации оксида серы (IV) в 4 раза?

2SO2 + O2 = 2SO3 ,

V прям . k 1 SO 2 2 О 2 - до изменения концентрации SO2 ;

V прям / k 1 4 SO 2 2 О 2 16 k 1 SO 2 2 О 2 16 V прям . - после изменения концентрации SO2 ;

Следовательно, скорость прямой реакции увеличивается в 16 раз. 2. Природа реагирующих веществ.

Химические реакции протекают, когда происходит, соударение реагирую-

щих частиц. Однако не каждое соударение приводит к образованию нового хи-

мического соединения. Для того, чтобы произошло химическое превращение,

необходимо, чтобы частицы реагирующих веществ обладали энергией, доста-

точной на разрыв старых связей и образования новых. Избыточная энергия, ко-

торой должны обладать молекулы, чтобы при их столкновении образовалось новое соединение, называется энергией активации . Каждой химической реак-

ции соответствует своя энергия активации, ее значение определяется природой реагирующих веществ. Чем меньше ее величина, тем быстрее протекает хими-

ческое превращение, и наоборот. 3. Влияние температуры.

При увеличении температуры энергия молекул увеличивается, т.е. возрас-

тает число молекул, энергия которых равна или превышает энергию активации реакции. Такие молекулы называются активными. Следовательно, с ростом температуры увеличивается скорость химической реакции.

Количественная связь температуры и скорости химической реакции опи-

сывается правилом Вант-Гоффа.

При изменении температуры на каждые десять градусов скорость хими-

ческой реакции изменяется в 2-4 раза.

t 2 t 1

Это правило выражается следующим соотношением: V t 2 V t 1 10 ,

где V t 1 - скорость реакции при начальной температуре t1 ,

V t 2 - скорость реакции при конечной температуре t2 ,

γ – температурный коэффициент реакции. 4. Влияние катализатора.

Катализатор – это вещество, которое влияет на скорость химической ре-

акции, но само при этом не расходуется. Катализаторы, ускоряющие химиче-

ские процессы, называются положительными. В присутствии катализатора ре-

акции протекают по новому пути с меньшей энергией активации, что и приво-

дит к увеличению скорости химической реакции.

Процесс с участием катализатора называются катализом . Катализ может быть гомогенным и гетерогенным.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ I

ОПЫТ 1. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ

Зависимость скорости реакции от концентрации веществ можно изучить на примере взаимодействия тиосульфата натрия и серной кислоты, которая сопровождается помутнением раствора, вследствие выделения серы.

Na2 S2 O3 + H2 SO4 = Na2 SO4 + SO2 + S + H2 O

Выполнение опыта. Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации методом разбавления, для чего в первую пробирку отмерить 4 мл раствора тиосульфата натрия и 8 мл дистиллированной воды, во вторую - 8 мл тиосульфата натрия и 4 мл дистиллированной воды, в третью - 12 мл раствора тиосульфата натрия.

В одинаковых объемах полученных растворов содержится различное число молей тиосульфата натрия. Если условно обозначить молярную концентрацию

Na2 S2 O3 в первой пробирке С моль, то во второй концентрация будет 2С моль, а в третьей – 3С моль.

Отмерьте мерным цилиндром 1 мл 2н раствора серной кислоты и вылейте в первую пробирку, перемешайте. В момент добавления кислоты к раствору тиосульфата включите секундомер. Запишите время от момента приливания кислоты до появления слабого помутнения раствора. Также поступите с оставшимися растворами тиосульфата.

Данные опыта занесите в таблицу.

	V Na2 S2 O3	V Н 2 O	С Na2 S2 O3	V Н2 SO4		V = 1/t

Начертите график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. По оси абсцисс отложите относительные концентрации тио-

сульфата, а по оси ординат – соответствующие им скорости (в условных едини-

цах). Сделайте вывод о зависимости V от концентрации реагирующих веществ.

ОПЫТ 2. Влияние температуры на скорость химической реакции Изучение зависимости скорости химической реакции от температуры про-

ведете при трех различных температурах:

1) при комнатной;

2) на 10 0 С выше комнатной;

3) на 20 0 С выше комнатной.

Выполнение опыта. В три чистые пробирки налейте по 10 мл раствора тиосульфата натрия Na2 S2 O3 , в другие три пробирке - по 1 мл раствора серной кислоты H2 SO4 . Сгруппируйте пробирки в три пары (кислота-тиосульфат).

Поместите первую пару пробирок и термометр в стакан с водой комнатной температуры и через 5 минут, когда температура в пробирках выравняется, за-

пишите показания термометра. Слейте содержимое пробирок в одну пробирку и встряхните ее несколько раз. Запишите время от начала реакции до появления слабого помутнения раствора.

Вторую пару пробирок поместите в стакан с водой и нагрейте воду до тем-

пературы на 100 С выше той, при которой находилась первая пара пробирок и проделайте те же действия, что и в первом случае. Точно также поступите с третьей парой пробирок, повысив температуру воды еще на 100 С. Полученные данные запишите в таблицу.

	Температура опыта	Время течения реакции	V = 1/τ
	t, 0 С

Сделайте вывод о зависимости скорости химической реакции от темпера-

1. В системе CO + Cl 2 = COCl2 концентрацию СО увеличили от 0,03 до 0,12 моль л, а концентрацию хлора – от 0,02 до 0,08 моль л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?

2. Как изменится скорость прямой реакции, если концентрацию оксида углерода (II) уменьшить в 4 раза?

2СO + O2 = 2СO2 .

3. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций при увеличении объема каждой из систем в 3 раза:

а) S(к) + О2 (г) = SO2 (г)

б) 2SO2 + O2 = 2SO3 .?

4. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций при увеличении давления в каждой из этих систем в 3 раза:

а) CH4 (г) +2O2 = CO2 (г) + 2H2 O (пар); б)2 2 = 2 + 2 ?.

5. При 200 0 C некоторая реакция протекает за 20 минут. Принимая температурный коэффициент скорости реакции равным 2, рассчитать, через

какое время закончится эта реакция, если проводить ее при: а) 230 0 C;

б) 150 0 С?

6. На сколько градусов следует понизить температуру в реакционной смеси для уменьшения скорости реакции в 27 раз, если температурный коэффициент этой реакции равен 3?

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ II

Реакции, протекающие только в одном направлении до тех пор, пока не из-

расходуется одно из реагирующих веществ, называются необратимыми . На-

пример, реакция разложения нитрата аммония является необратимой, т.к. по-

пытки получить нитрат аммония при взаимодействии воды и оксида азота (I) не

привели к положительному результату: NH4 NO3 N2 O + 2H2 O. Реакции,

способные протекать в двух направлениях, называются обратимыми . Обрати-

мых реакций больше, чем необратимых.

Примером обратимой реакции может служить процесс взаимодействия йо-

да с водородом: Н2 + J2 2HJ. По мере протекания прямой реакции расходу-

ются исходные реагирующие вещества и уменьшается скорость прямой реак-

ции, но увеличивается концентрация продукта реакции HJ и, следовательно,

увеличивается скорость обратной реакции. Через некоторый промежуток вре-

мени скорость образования HJ становится равной скорости его разложения, т.е.

наступает химическое равновесие. Химическое равновесие – это динамиче-

ское состояние, при котором происходят непрерывное образование и распад молекул с равными скоростями, т.е. V пр. = V обр.

В общем виде химическая реакция может быть представлена уравнениями:

аА + bB = cC + dD; V пр = k1 [A]a [B]b ; V обр. = k2 [С] с [D]d .

Так как при химическом равновесии V пр. = V обр. , следовательно k1 [A]a [B]b = k2 [С]с [D]d . Для преобразования делим обе части равенства на выражение

	[С] с [D]d :	k1 [A]a [B]b				[C]c [D]d	Получаем К р
		k2 [A]a [B]b				[A]a [B]b
										[ A ]a b
	Величина Кр как		отношение постоянных величин есть величина постоян-

ная, называемая константой равновесия . Концентрации реагентов при устано-

вившемся равновесии называются равновесными концентрациями .

Например: 2СO + O = 2СO ,								[СО 2 ]2
								[СО ]2 [О ]

Концентрации реагирующих веществ не влияют на константу равновесия,

так как константы скорости реакций, отношением которых она является, не за-

висят от концентрации. Но k1 и k2 зависят от температуры и меняются с измене-

нием температуры по-разному, поэтому Кр зависит от температуры.

При неизменных внешних условиях состояние (положение) равновесия сохраняется сколь угодно долго. При изменении внешних условий положение равновесия изменяется, так как нарушается равенство V пр. = V обр . Через некото-

рое время после изменения условий установится новое равновесие, но при дру-

гих равновесных концентрациях. Переход системы из одного равновесного со-

стояния в другое называется смещением равновесия (сдвигом равновесия).

Закономерное влияние внешних условий (концентраций реагентов, темпе-

ратуры, давления) на положение равновесия обратимых химических реакций было установлено в 1847 году французским ученым Ле-Шателье. Принцип Ле-

Шателье звучит следующим образом: “ Если на систему, находящуюся в равно-

весном состоянии, оказать какое-либо внешние воздействие (изменение тем-

пературы, давления, концентрации), то равновесие в системе сместиться в сторону той реакции, которая сводит это воздействие к минимуму”

1. При увеличении концентрации какого-либо вещества, участвующего в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода данного вещества, а при уменьшении концентрации – в сторону его образования.

Например, в системе 2СO + O2 = 2СO2 при увеличении концентрации кислорода равновесие сместится в сторону его расходования, т.е. вправо, в

сторону образования СО2 .

2. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие смещается

в сторону меньшего числа молекул газа, т.е. в сторону понижения давления, а

при уменьшении давления равновесие сместится в сторону большего числа мо-

лекул газа, т.е. в сторону увеличения давления.

Например, в системе 2СO + O2 = 2СO2 при увеличении давления равно-

весие сместится в сторону меньшего числа молекул газа, т.е. вправо, в

сторону образования СО2 , так как в левой части три молекулы газа, а в ле-

вой всего две.

Но есть равновесные системы, в которых давление не влияет на смещение

равновесия. Например, в системе Н2 + J2 2HJ при изменении давления рав-

новесие смещаться не будет, так как в левой и правой частях находится по две молекулы газа.

3. При увеличении температуры равновесие смещается в направлении эн-

дотермической реакции, а при уменьшении – в направлении экзотермической

Экзотермической реакций называется реакция, идущая с выделением те-

пла (ΔН<0), а реакция, идущая с поглощением тепла называется эндотермиче-

ской (ΔН>0).
Например:	2Н2 + О2 2Н2 О,	Н = -484,9 кДж.

При увеличении температуры в данной системе равновесие сместится вле-

во, в сторону исходных реагирующих веществ, так как обратная реакция явля-

ется эндотермической.

Принцип Ле-Шателье подтверждается и распространяется не только на хи-

мические, но и на различные физико-химические равновесные процессы. Сме-

щение равновесия при изменении условий таких процессов, как кипение, кри-

сталлизация и растворение, происходит в соответствии с данным принципом.