Химическая кинетика и химическое равновесие 10 хб

l l Химическая кинетика – раздел, изучающий скорости химических реакций Система – вещество или совокупность веществ Гомогенная – система, состоящая из одной фазы Гетерогенная – система, состоящая из нескольких фаз

l l Скорость гомогенной реакции – количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы Скорость гетерогенной реакции – количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности фазы

l l Vгом = ∆n/V ∆t Vгетер= ∆n/S ∆t n/V = C (молярная концентрация – отношение числа молей вещества к объему раствора) Vгом= ∆ C/ ∆t Скорость реакции в гомогенной системе – изменение концентрации какого-либо вещества , происходящее за единицу времени

Закон действия масс l 1867 г, норвежские ученые: математик Гульдберг, химик Вааге l При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, причем каждая концентрация входит в произведение в степени, равной коэффициенту, стоящему перед формулой данного вещества в уравнении реакции l Коэффициент пропорциональности – константа скорости данной реакции – не зависит от концентраций, но зависит от температуры l Константа скорости равна скорости реакции в случае, если концентрации всех реагирующих веществ = 1 моль/л

Применение закона действия масс l l 3 Н 2+N 2 → 2 NH 3 v=k[H 2]3[N 2] 2 NO → N 2 O 4 v=k[NO]2 C(тв) +О 2 → СО 2 v=k[О 2] в уравнение закона действия масс входят вещества в газовой фазе или в растворе Н 2 + I 2 → 2 HI Как изменится скорость образования HI, если а) концентрацию Н 2 увеличить в 3 раза; б) концентрацию Н 2 увеличить в 3 раза, а I 2 – в 2 раза; в) давление в системе уменьшить в 3 раза; г) концентрацию HI увеличить в 1, 5 раза

Зависимость скорости от температуры l l l Температурный коэффициент – число, показывающее, во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры системы на 10˚С (γ) γ для большинства реакций при комн. t - от 2 до 4 Правило Вант-Гоффа: при нагревании на 10˚С скорость большинства реакций увеличивается в 2 -4 раза v 2/ v 1=γt 2 -t 1/10

l l Энергия активации – запас энергии молекул, необходимый для осуществления химической реакции, Еа (в растворе 50 -100 к. Дж/моль, в газовой фазе – 100 -200 к. Дж/моль), определяется природой реагирующих веществ, не зависит от температуры При нагревании – увеличивается доля активных молекул (у которых энергия превышает Еа) – главная причина увеличения скорости при нагревании

Уравнение Аррениуса l l l l ln k = const – Ea/RT ln – натуральный логарифм сonst – константа, не зависящая от температуры Т – температура в градусах Кельвина R – универсальная газовая постоянная Влияние температуры на константу скорости Можно рассчитать Еа любой реакции, если измерить константы скорости при 2 -х разных температурах Более широкая область применения по сравнению с правилом Вант- Гоффа (для более высоких температур)

Катализ l l l Катализатор – вещество, участвующее в реакции и изменяющее ее скорость, но не расходующееся в ней Катализ – изменение скорости химической реакции в присутствии катализаторов + катализ – увеличение скорости - катализ – уменьшение скорости Ингибитор – катализатор, замедляющий реакцию

Механизм действия l l l Катализатор реагирует с исходными веществами, образуют промежуточные соединения, которые превращаются в продукты, а молекулы катализаторов регенерируются А+К → АК (промежуточное соединение) АК +В → АВ +К

Энергетическая компонента катализа l l Катализатор направляет реакцию по другому пути (с более низким энергетическим барьером) Энергия активации меняется по сравнению с некатализируемой реакцией: при +кат – Еакт уменьшается, при – кат – Еакт увеличивается ∆ Еакт= Енекат – Екат Разложение Н 2 О 2, Еакт= 76 к. Дж/моль, при кат (I-) Еакт= 57 к. Дж/моль. Скорость реакции при этом увеличивается в 2000 раз.

Свойства катализатора l l Активность – число, показывающее во сколько раз изменяется скорость реакции при добавлении катализатора Селективность – избирательность катализатора Промотор – вещество, усиливающее действие катализатора Каталитические яды – вещества, ухудшающие действие катализатора

Типы катализа l l l Гомогенный - реагенты и катализатор находятся в одной фазе (растворе или в газообразном состоянии) O 3+NO = NO 2 + O 2 NO 2 +O 3 = NO + 2 O 2 Гетерогенный – реагенты и катализатор находятся в разных фазах (адсорбция, реакция, десорбция) 1) СО(г) → СО(адс), 1/2 О 2(г) → О(адс) 2) СО(адс) +О(адс) → СО 2(адс) 3) СО 2(адс) → СО 2(газ)

Промышленный катализ l l l Крекинг УВ в нефтяной промышленности (увеличивает выход бензина и керосина и повышает его качество) Переработка природного газа Получение полимеров и синтетического каучука Получение серной кислоты Получение аммиака Получение синтетического метилового и этилового спиртов

Биологические катализаторы l l l Ферменты - биологические катализаторы белковой природы Большая активность Высокая селективность (фермент подходит к субстрату как «ключ к замку» ) Активный центр (каталитическая активность) Белковая часть (точная подгонка расположения атомов в активном центре под размеры молекул реагентов , регулировка энергии взаимодействия, чтобы направить реакцию в нужном направлении)

Обратимые реакции l l l H 2 + I 2 → 2 HI (200ºC) 2 HI → H 2 + I 2 (180ºC) Обратимые – химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут идти в противоположных направлениях 2 противоположно направленные стрелки Реакция, протекающая слева направо – прямая Реакция, протекающая справа налево обратная

l l В обратимых реакциях скорость прямой реакции вначале имеет максимальное значение, а затем уменьшается (т. к. уменьшается концентрация исходных веществ) Обратная реакция в начальный момент времени имеет минимальную скорость, которая увеличивается по мере нарастания концентрации продуктов реакции

Химическое равновесие l l l Состояние, при котором скорость обратной реакции = скорости прямой реакции – химическое равновесие Химическое равновесие – динамическое состояние, т. к. реакции идут Константа равновесия – количественная характеристика состояния химического равновесия обратимых процессов

Константа равновесия l l l l m. A +n. B <=> p. C + q. D Vпрям = kпрям[A]рm [B]pn Vобр = kобр [С]рp [D]pq Vпрям = Vобр kпрям[A]рm [B]pn = kобр [С]рp [D]pq K = kпрям/ kобр = [С]рp [D]pq / [A]рm [B]pn Математическое выражение закона действия масс при химическом равновесии

Выход реакции l l Значение К определяет выход реакции При К> >1 – выход реакции велик При К < <1 – выход реакции очень мал Выход – отношение количества получаемого в действительности продукта к тому количеству, которое получилось бы при протекании реакции до конца ( в долях или в %)

Принцип Ле Шателье l l Внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект воздействия ослабляется Внешнее воздействие на систему изменяет соотношение между скоростями прямого и обратного процессов, благоприятствуя тому из них, который противодействует внешнему воздействию

Влияние концентрации l При увеличении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие смещается в сторону расхода этого вещества, при уменьшении концентрации равновесие смещается в сторону образования этого вещества

Влияние давления (на газовые системы) l l При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения газообразных веществ, т. е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие смещается в сторону возрастания количеств газообразных веществ, т. е. в сторону увеличения давления. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на положение равновесия в этой системе.

Влияние температуры l При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции

Катализатор l l l Увеличивает скорость как прямой так и обратной реакции Приближает момент наступления химического равновесия Не оказывает влияния на смещение равновесия