Лекция 6 Скорость химических реакций 1

Лекция № 6 Скорость химических реакций 1

Гомогенные реакции N 2(г) + O 2(г) = 2 NO(г) Гетерогенные реакции Zn(тв) + 2 HCl(ж) + Zn. Cl 2(ж) + Н 2(г) 2

Скорость химической реакции – это изменение концентраций реагентов или продуктов реакций в единицу времени. Для реакции: а. А + b. В c. С + d. D «–» расчет по концентрации исходных веществ с 0 «+» расчет по концентрации продуктов с 0 3

Влияние природы реагирующих веществ Na. Cl + Ag. NO 3 = Ag. Cl + Na. NO 3 Cl– + Ag+ = Ag. Cl H 2 + F 2 = 2 HF – протекает очень быстро, со взрывом при комнатной t. H 2 + Br 2 = 2 HBr – протекает медленно, даже при нагревании. 4

Зависимость скорости реакции от концентрации. З-н действия масс (1867, Гильдберг, Вааге) n. А + m. В c. С + d. D V = k A n B m k – константа скорости реакции; A и [B] – концентрации исходных веществ А и В. 5

Если A = [B] = 1 моль/л, то k = V Примеры. V = k A n В m N 2 (г) + 3 H 2 (г) = 2 NH 3 (г) V = k[N 2][H 2]3 Fe 2 O 3 (к) + 3 H 2 (г) = 2 Fe + 3 H 2 O (г) V = k[H 2]3 6

Зависимость скорости реакции от температуры Правило Вант-Гоффа Vt 1 и Vt 2 – скорость реакции при температуре t 1 и t 2 (t 2 t 1); – температурный коэффициент скорости реакции. 7

Пример. Во сколько раз нужно увеличить скорость химической реакции, при повышении температуры от 10 до 40 о. С, если = 3. Решение: 8

Теория активации Аррениуса Н 2 + I 2 ⇄ 2 HI H I | + | H I H…I ⇄ H−I ⇄ H…I AK H−I 9

Е 1 а – энергия активации обратимой реакции Е 1 а – Еа = Н, где Н – тепловой эффект реакции 10

Формула Аррениуса А – постоянный множитель, не зависящий от температуры; Еа – энергия активации; R – универсальная газовая постоянная.

Влияние катализатора на скорость химической реакции гомогенный катализ гетерогенный катализ 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 12

А + B AB Еа 1 A + К AК AК + B AB + К А + B AB Еа 2 Еа 1 > Еа 2

Пример. NO SO 2 + 0, 5 O 2 = SO 3 0, 5 O 2 + NO = NO 2 + SO 2 = SO 3 + NO

Механизм химических реакций • простые (молекулярные) реакции Еа = 120 – 440 к. Дж/моль Одномолекулярная (мономолекулярная) Са. СО 3 Са. О + СО 2 Двухмолекулярная (бимолекулярная) 2 HI H 2 + I 2 Трехмолекулярная (тримолекулярная) 2 NO + H 2 NO 2 + H 2 O 15

• ионные реакции Cl– + Ag+ = Ag. Cl Еакт = 0 – 80 к. Дж/моль 16

• радикальные (цепные) реакции H 2 + Сl 2 2 HCl Сl 2 2 Cl радикал реагирует с водородом 1 квант света вызывает образование 100 тыс. молекул HCl H 2 + Сl HCl + H Сl 2 + H HCl + Cl 17

Химическое равновесие Необратимые реакции Ba. Cl 2 + H 2 SO 4 Ba. SO 4 + 2 HCl Обратимые реакции 3 H 2 + N 2 ⇄ 2 NH 3 CO+H 2 ⇄CO 2+H 2 O прямая реакция обратная реакция

а. А + в. В = с. С + d. D [A]a [B]b = [C]c [D]d В условиях равновесия (помнить, что Δr. G=0) = и [A]a [B]b = [C]c [D]d

Принцип Ле Шателье-Брауна (1884)

Влияние концентрации Bi. Cl 3 + H 2 O Bi. OCl + 2 HCl оксихлорид висмута 1) +H 2 O равновесие смещается (образуется Bi. OCl) 2) +HCl смещение равновесия (образуется Bi. Cl 3)

Влияние температуры 3 H 2 + N 2 ⇄ 2 NH 3 = – 92 к. Дж/моль р-ция экзотермическая Для экзотермической реакции Hо 0 При t равновесие смещается При t смещение равновесия

Для эндотермической реакций Hо 0 При t смещение равновесия При t равновесие смещается

Влияние давления 3 H 2(г) + N 2(г) ⇄2 NH 3(г) 4 моля газа 2 моля газа V 1 > V 2 При P смещение равновесия При P равновесие смещается

Са. СО 3(к) ⇄ Са. О(к) + СО 2(г) Р = [СО 2] смещение равновесия Р равновесие смещается

Пример. В каком направлении должно смещаться равновесие реакции: Hо 0 N 2 O 4 (г) 2 NO 2 (г), При: а) добавлении N 2 O 4; б) удалении NO 2; в) повышении давления; г) увеличении объема; д) понижении температуры.

Пример. Каким образом можно усилить или ослабить степень гидролиза карбоната натрия, если процесс гидролиза является эндотермической реакцией? Решение: Na 2 CO 3+H 2 O⇄Na. HCO 3+Na. OH; Δr. Ho 298>0. 1). Действие температуры: а). увеличение температуры системы приведет к усилению степени гидролиза (карбонат натрия сохранится в растворе в меньшей степени); б). уменьшение температуры уменьшит степень гидролиза (исходная соль будет в большей сохранности). 2). Действие концентрации веществ: а). подщелачивание раствора ослабит степень гидролиза (смещение равновесия влево); б). подкисление раствора усилит степень гидролиза.