MINISTERUL EDUCAȚIEI ȘI ȘTIINȚEI AL FEDERĂȚIA RUSĂ Instituție de învățământ bugetar de stat federal de învățământ profesional superior
„UNIVERSITATEA CIVILĂ DE STAT ROSTOV”
Aprobat la o ședință a Departamentului de Chimie din 10 iunie 2011.
Cinetică chimică și echilibru
INSTRUCȚIUNI METODOLOGICE
la disciplina „Chimie”
pentru licențe din anul I în următoarele domenii: „Construcții”, „Standardizare și metrologie”, „Știința mărfurilor”, „Tehnologia prelucrării artistice a materialelor”, „Siguranța tehnosferei”, „Operarea mașinilor și complexelor tehnice de transport”, „ Tehnologia proceselor de transport” toate profilurile
Rostov-pe-Don
Cinetică și echilibru chimic: – îndrumări pentru disciplina „Chimie” pentru anul I de licență. – Rostov n/a: Rost. stat construieste. universitate,
2011. – 12 p.
Se definește viteza unei reacții chimice și se indică factorii care o influențează (concentrația, temperatura, natura substanței și catalizatorul. Este dată formularea principiului lui Le Chatelier și se discută aplicarea sa practică la reacțiile reversibile.
Destinat anului I de licență cu normă întreagă și cu fracțiune de normă care studiază în domeniile „Construcții”, „Standardizare și metrologie”, „Știința mărfurilor”, „Tehnologia prelucrării artistice a materialelor”, „Siguranța tehnosferei”, „Operarea transporturilor”. -mașini și complexe tehnice” , „Tehnologia proceselor de transport” de toate profilurile departamentelor full-time și part-time.
Versiunea electronică este în bibliotecă, cameră. 224.
Alcătuit de: Ph.D. chimic. Științe, conferențiar M.N.Mitskaya
Ph.D. chimic. Științe, conferențiar E.A.Levinskaya
Editor T.M. Klimchuk Adaugă. plan 2011, punctul 107
Semnat pentru publicare la 14.07.11. Format 60x84/16. Hartie de scris. Risograf. Academician-ed.l. 0,6. Tiraj 100 de exemplare. Ordinul 311
____________________________________________________________________
Centrul editorial și editorial al Universității de Stat de Inginerie Civilă din Rostov
344022, Rostov-pe-Don, str. Socialist, 162
© Statul Rostov
Universitatea de Construcții, 2011
PARTEA TEORETICĂ I
Cinetica chimica - este o ramură a chimiei care studiază viteza de curgere
reacții chimice și factori care o influențează. Reacțiile chimice pot fi omogene sau eterogene. Dacă reactanții sunt în aceeași fază, aceasta este reacție omogenă, iar dacă în altele - eterogene.
O fază este o parte a sistemului separată de alte părți prin suprafața
caz, în timpul tranziției prin care proprietățile sistemului se schimbă brusc
Un exemplu de reacție omogenă este interacțiunea soluțiilor de AqNO3 și
NaCl. Această reacție are loc rapid și pe tot volumul: AqNO3 + NaCl = AqCl + NaNO3.
Un exemplu de reacție eterogenă este procesul de dizolvare a zincului într-o soluție de acid sulfuric:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Viteza de reacție omogenă se numește modificarea concentrației unei substanțe care reacționează sau se formează în timpul reacției ∆С în
unitate de timp ∆t V gom C,
(+) – este setat dacă se monitorizează modificarea concentrației produsului
reacția tom, care crește în timpul reacției; (-) – la monitorizarea modificării concentrației substanțelor inițiale, care scade în timpul reacției.
Viteza reacției eterogene se numește modificare a cantității de
substanță care reacționează sau se formează în timpul reacției ∆n în unitate
timp ∆t pe unitate de suprafață ∆S:
V het n.
Factori care afectează viteza reacțiilor chimice
1. Efectul concentrației substanțelor.
Pentru ca o reacție chimică să aibă loc, este necesară o coliziune între reactanți.
particulele care interacționează între ele. Prin urmare, cu o creștere a concentrației de substanțe, este posibil
probabilitatea ciocnirii lor va crește și, în consecință, viteza reacției chimice va crește.
Dependența cantitativă a vitezei de reacție de concentrație descrie
da legea acțiunii în masă: „ Viteza de reacție directă este direct proporțională cu
este egal cu produsul concentrațiilor substanțelor care reacţionează în gradul de sten-
coeficienții chiometrici în ecuația de reacție.”
Deci, pentru o reacție condiționată aA + bB = cC + dD viteza reacției directe este V forward k 1 A a B b , iar viteza reacției inverse V este inversă. k 2 С cu D d , unde [A], [B], [C]
și [D] – concentrații de substanțe; a, b, c și d sunt coeficienții din ecuația de reacție; k1 și k2 sunt constante ale vitezei de reacție.
Constanta de viteză a reacției directe k1 este numeric egală cu viteza de reacție la concentrații de reactanți egale cu unitatea. Nu depinde de concentrațiile substanțelor, ci depinde de natura și temperatura acestora.
În cazul reacțiilor eterogene, ecuația cinetică
Sunt luate în considerare concentrațiile doar ale acelor substanțe care se află în lichid.
com sau stare gazoasă. Valoarea concentraţiei solidelor conform
în picioare și este inclusă în valoarea constantei de viteză.
Astfel, pentru reacția S (cr.) + H2 (g) = H2 S (g), viteza reacției directe este determinată de
este determinată de următoarea ecuație: V drept . k1H2.
Exemplu. Cum se va schimba rata reacțiilor directe odată cu creșterea
concentrația de oxid de sulf (IV) de 4 ori?
2SO2 + O2 = 2SO3,
V drept k 1 SO 2 2 O 2 - înainte de modificarea concentraţiei de SO2;
V direct / k 1 4 SO 2 2 O 2 16 k 1 SO 2 2 O 2 16 V direct. - dupa modificarea concentratiei de SO2;
În consecință, viteza reacției înainte crește de 16 ori. 2. Natura substanţelor care reacţionează.
Reacțiile chimice apar atunci când are loc o coliziune
particulele existente. Cu toate acestea, nu orice coliziune duce la formarea unei noi substanțe chimice
conexiune microfon. Pentru a avea loc o schimbare chimică,
este necesar ca particulele substanţelor care reacţionează să aibă suficientă energie
precis în ruperea conexiunilor vechi și formarea altora noi. Excesul de energie, care
pe care trebuie să le aibă moleculele pentru ca un nou compus să se formeze atunci când se ciocnesc se numește energie activatoare. Fiecare reacție chimică
Fiecare reacție are propria sa energie de activare valoarea sa este determinată de natura reactanților. Cu cât valoarea sa este mai mică, cu atât procesul chimic decurge mai rapid.
transformarea ică și invers. 3. Efectul temperaturii.
Pe măsură ce temperatura crește, energia moleculelor crește, adică. vârstă
topește numărul de molecule a căror energie este egală sau mai mare decât energia de activare a reacției. Astfel de molecule sunt numite active. În consecință, pe măsură ce temperatura crește, viteza reacției chimice crește.
Este descrisă relația cantitativă dintre temperatură și viteza reacției chimice
este guvernată de regula lui Van't Hoff.
Cu o schimbare a temperaturii la fiecare zece grade, rata de substanță chimică
reacția ică se modifică de 2-4 ori.
t 2 t 1
Această regulă este exprimată prin următoarea relație: V t 2 V t 1 10,
unde V t 1 este viteza de reacție la temperatura inițială t1,
V t 2 - viteza de reacție la temperatura finală t2,
γ este coeficientul de temperatură al reacției. 4. Influența catalizatorului.
Un catalizator este o substanță care afectează viteza reacției chimice.
acțiuni, dar ea în sine nu este cheltuită. Catalizatori care accelerează reacțiile chimice
Procesele chinezești sunt numite pozitive. În prezența unui catalizator, re-
împarte fluxul de-a lungul unei noi căi cu energie de activare mai mică, ceea ce duce la
duce la o creștere a vitezei de reacție chimică.
Procesul care implică un catalizator se numește cataliză. Cataliza poate fi omogenă sau eterogenă.
PARTEA EXPERIMENTALĂ I
EXPERIMENTUL 1. Dependenţa vitezei unei reacţii chimice de concentraţia reactanţilor
Dependența vitezei de reacție de concentrația substanțelor poate fi studiată folosind exemplul de interacțiune a tiosulfatului de sodiu și acidul sulfuric, care este însoțit de tulbureala soluției din cauza eliberării de sulf.
Na2 S2 O3 + H2 SO4 = Na2 SO4 + SO2 + S + H2 O
Efectuarea experimentului. Se prepară trei soluții de tiosulfat de sodiu de diferite concentrații folosind metoda de diluare, pentru care se măsoară 4 ml de soluție de tiosulfat de sodiu și 8 ml de apă distilată în prima eprubetă, 8 ml de tiosulfat de sodiu și 4 ml de apă distilată în a doua; și 12 ml de soluție de tiosulfat de sodiu în a treia.
Volume egale ale soluțiilor rezultate conțin numere diferite de moli de tiosulfat de sodiu. Dacă în mod convenţional desemnăm concentraţia molară
Na2 S2 O3 în prima eprubetă este C mol, apoi în a doua concentrația va fi de 2C mol, iar în a treia - 3C mol.
Se măsoară 1 ml de soluție de acid sulfuric 2N cu un cilindru dozator și se toarnă în prima eprubetă, se amestecă. Porniți cronometrul în timp ce adăugați acidul în soluția de tiosulfat. Înregistrați timpul din momentul în care acidul este adăugat până când soluția devine ușor tulbure. Faceți același lucru cu soluțiile de tiosulfat rămase.
Introduceți datele experimentale în tabel.
V Na2 S2 O3 |
VH2O |
Cu Na2 S2 O3 |
V H2 SO4 |
V = 1/t |
||
Desenați un grafic al vitezei de reacție în funcție de concentrația reactanților. Pe axa absciselor se grafice concentrațiile relative de tio-
sulfat și de-a lungul ordonatei - vitezele corespunzătoare (în unități convenționale)
tsakh). Trageți o concluzie despre dependența lui V de concentrația reactanților.
EXPERIMENTUL 2. Influența temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice Studiul dependenței vitezei unei reacții chimice de temperatura procesului
conduce la trei temperaturi diferite:
1) la temperatura camerei;
2) 10 0 C peste temperatura camerei;
3) 20 0 C peste temperatura camerei.
Efectuarea experimentului. Se toarnă 10 ml de soluție de tiosulfat de sodiu Na2 S2 O3 în trei eprubete curate și 1 ml de soluție de acid sulfuric H2 SO4 în celelalte trei eprubete. Grupați eprubetele în trei perechi (acid-tiosulfat).
Pune prima pereche de eprubete și un termometru într-un pahar cu apă la temperatura camerei și după 5 minute, când temperatura din eprubete s-a egalizat,
notează citirile termometrului. Scurgeți conținutul eprubetelor într-o eprubetă și agitați-o de mai multe ori. Înregistrați timpul de la începutul reacției până când soluția devine ușor tulbure.
Puneți a doua pereche de eprubete într-un pahar cu apă și încălziți apa până la întuneric.
temperatura cu 100 C mai mare decât cea la care a fost amplasată prima pereche de eprubete și efectuați aceiași pași ca în primul caz. Procedați la fel cu a treia pereche de eprubete, mărind temperatura apei cu încă 100 C. Scrieți datele obținute în tabel.
Temperatura experimentului |
Timp de reactie |
V = 1/τ |
|
t, 0 C |
|||
Trageți o concluzie despre dependența vitezei unei reacții chimice de temperatură.
1. În sistemul CO + Cl 2 = COCl2, concentrația de CO a fost crescută de la 0,03 la 0,12 mol l, iar concentrația de clor a fost crescută de la 0,02 la 0,08 mol l. De câte ori a crescut viteza reacției directe?
2. Cum se va schimba viteza reacției directe dacă concentrația de monoxid de carbon (II) este redusă de 4 ori?
2CO + O2 = 2CO2.
3. Cum se vor schimba ratele reacțiilor directe și inverse atunci când volumul fiecărui sistem crește de 3 ori:
a) S(k) + O2 (g) = SO2 (g) |
b) 2SO2 + O2 = 2SO3 .? |
4. Cum se vor schimba ratele reacțiilor directe și inverse atunci când presiunea în fiecare dintre aceste sisteme crește de 3 ori:
a) CH4 (g) + 2O2 = CO2 (g) + 2H2 O (abur); b)2 2 = 2 + 2?.
5. La 200 0 C are loc o reacție în 20 de minute. Luând coeficientul de temperatură al vitezei de reacție egal cu 2, se calculează prin
cât timp va dura această reacție pentru a se finaliza dacă se efectuează la: a) 230 0 C;
b) 150 0 C?
6. Cu câte grade trebuie scăzută temperatura amestecului de reacție pentru a reduce viteza de reacție de 27 de ori, dacă coeficientul de temperatură al acestei reacții este 3?
PARTEA TEORETICĂ II
Reacții care au loc într-o singură direcție până când
se consumă una dintre substanţele care reacţionează, numită ireversibilă. Pe-
de exemplu, reacția de descompunere a azotatului de amoniu este ireversibilă, deoarece De-
încercările de a obține azotat de amoniu din interacțiunea apei și oxidului de azot (I) nu sunt
a condus la un rezultat pozitiv: NH4 NO3 N2 O + 2H2 O. Reacții,
capabile să curgă în două direcții se numesc reversibile. Verso
Există mai multe reacții reversibile decât ireversibile.
Un exemplu de reacție reversibilă este procesul de interacțiune dintre io-
da cu hidrogen: H2 + J2 2HJ. Pe măsură ce reacția directă are loc, consumul
reactanţii iniţiali se reduc şi viteza reacţiei directe scade
dar concentrația produsului de reacție HJ crește și, în consecință,
viteza reacției inverse crește. După o anumită perioadă de timp
Apoi rata de formare a HJ devine egală cu viteza de descompunere a acestuia, adică.
are loc echilibrul chimic. Echilibru chimic– este dinamic
o stare în care formarea și dezintegrarea continuă a moleculelor au loc cu viteze egale, adică V av. = V arr.
În general, o reacție chimică poate fi reprezentată prin ecuațiile:
aA + bB = cC + dD; V pr = k1 [A]a [B]b; V arr. = k2 [C] c [D]d .
Deoarece la echilibrul chimic V arr = V arr. , prin urmare k1 [A]a [B]b = k2 [C]c [D]d . Pentru a converti, împărțiți ambele părți ale egalității la expresie
[C] cu [D]d : |
k1 [A]a [B]b |
[C]c [D]d |
Obținem K r |
||||||||
k2 [A]a [B]b |
[A]a [B]b |
||||||||||
[A]a b |
|||||||||||
Valoarea lui Kp ca |
raportul cantităților constante este valoarea unei constante |
||||||||||
nu, sunat constanta de echilibru. Concentrațiile de reactiv la setare
echilibrul predominant se numesc concentratii de echilibru.
De exemplu: 2СO + O = 2СO, |
[CO2]2 |
||||||||
[CO]2 [O] |
|||||||||
Concentrațiile reactanților nu afectează constanta de echilibru,
deoarece constantele de viteză ale reacțiilor, al căror raport este, nu sunt
atârnă de concentrare. Dar k1 și k2 depind de temperatură și se modifică odată cu modificările
temperatura se schimbă diferit, deci Kp depinde de temperatură.
În condiții externe constante, starea (poziția) de echilibru se menține la nesfârșit. Când se schimbă condițiile externe, se modifică poziția de echilibru, deoarece egalitatea V arr = V arr. Prin unele
la ceva timp după o schimbare a condițiilor, se va stabili un nou echilibru, dar la un alt
hy concentrațiile de echilibru. Trecerea sistemului dintr-o stare de echilibru
stând în altul se numește shift of equilibrium (deplasare de echilibru).
Influența naturală a condițiilor externe (concentrații de reactivi, temperatură
ratură, presiune) asupra poziției de echilibru a reacțiilor chimice reversibile a fost stabilită în 1847 de omul de știință francez Le Chatelier. Principiul
Chatelier suna asa: " Dacă un sistem situat în egală
starea arcului, exercită orice influență externă (modificarea temperaturii
temperatură, presiune, concentrație), atunci echilibrul din sistem se va deplasa către reacția care reduce acest efect la minimum.”
1. Când crește concentrația unei substanțe care participă la echilibru, echilibrul se deplasează spre consumul acestei substanțe, iar când concentrația scade, spre formarea acesteia.
De exemplu, în sistem 2СO + O2 = 2СO2 cu o creștere a concentrației de oxigen, echilibrul se va deplasa spre consumul său, adică. la dreapta, la
partea de formare a CO2.
2. Când presiunea crește prin comprimarea sistemului, echilibrul se schimbă
V partea numărului mai mic de molecule de gaz, adică în direcția scăderii presiunii și
când presiunea scade, echilibrul se va deplasa către un număr mai mare de mo-
molecule de gaz, adică spre creșterea presiunii.
De exemplu, în sistem 2СO + O2 = 2СO2 cu presiunea în creștere este egală
Greutatea se va deplasa către un număr mai mic de molecule de gaz, adică la dreapta, la
partea de formare a CO2, deoarece există trei molecule de gaz pe partea stângă și
sunt doar două urlete.
Dar există sisteme de echilibru în care presiunea nu afectează deplasarea
echilibru. De exemplu, în sistemul H2 + J2 2HJ atunci când presiunea se schimbă este egală
Gazul nu se va deplasa, deoarece există două molecule de gaz pe partea stângă și cea dreaptă.
3. Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul se deplasează în direcția en-
reacție pretermică, iar la scădere - în direcția exotermică
Reacții exoterme numită reacție care are loc odată cu degajarea de căldură
pla (ΔН<0), а реакция, идущая с поглощением тепла называется эндотермиче-
skaya (ΔH>0). |
||
De exemplu: |
2H2 + O2 2H2O, |
H = -484,9 kJ. |
Pe măsură ce temperatura într-un sistem dat crește, echilibrul se va deplasa spre
în, spre reactanții inițiali, deoarece reacția inversă este
este endotermă.
Principiul lui Le Chatelier este confirmat și se extinde nu numai la chimie
chimice, dar şi asupra diferitelor procese de echilibru fizico-chimic. Sme-
echilibru la schimbarea condițiilor proceselor cum ar fi fierberea,
Stalizarea și dizolvarea apar în conformitate cu acest principiu.
Cinetica chimică este o ramură a chimiei care studiază vitezele reacțiilor chimice. Reacțiile chimice pot avea loc într-o fază omogenă (omogenă): HCl + Na. OH = Na. Cl + H 2 O și la limita de fază (eterogenă): Zn + 2 HCl = H 2 + Zn. Cl2
Viteza unei reacții eterogene este modificarea cantității de substanță care intră într-o reacție (sau formată ca urmare a acesteia) pe unitatea de timp pe unitatea de suprafață de interfață: Vheter = ± ∆n / (∆ S) (1)
Viteza unei reacții omogene este modificarea cantității de substanță care intră într-o reacție (sau se formează ca urmare a acesteia) pe unitatea de timp pe unitatea de volum a sistemului: Vhom. = ± ∆n / (∆ V) (2) deoarece C = ∆n/V (concentrație C-molară), apoi Vgom. = ± ∆С / ∆ (3)
1. Dependenţa vitezei de reacţie de natura substanţelor care reacţionează Substanţele cu legături polare ionice şi covalente în soluţii apoase interacţionează la viteze mari. Acest lucru se datorează disocierii lor în ioni, care reacționează cu ușurință între ei. KCI + Ag. NU 3 Ag. Cl+Na. NO3 Ag+ + Cl- Ag. Cl
Substanțele cu legături covalente nepolare și polare scăzute interacționează cu diferite V. Totul depinde de activitatea lor chimică. De exemplu, reacția dintre H 2 și F 2 se desfășoară foarte repede (cu explozie) la temperatura camerei, iar reacția dintre H 2 și Br 2 se desfășoară lent la încălzire: H 2 + F 2 2 HF H 2 + Br 2 2 HBr
2. Influenţa concentraţiei substanţelor care reacţionează Interacţiunea dintre molecule este posibilă în timpul coliziunii reciproce, când atomii unei molecule cad în sfera de acţiune a câmpurilor electrice create de atomii altei molecule. În aceste condiții au loc tranzițiile electronice, în urma cărora se formează noi molecule. Nu orice coliziune are ca rezultat o interacțiune, dar o mică parte dintre ele o face.
Cu cât numărul de ciocniri este mai mare, adică cu cât concentrația substanțelor inițiale este mai mare, cu atât este mai mare V. Legea acțiunii masei (legea lui K. Guldberg și P. Waage): La o temperatură constantă, viteza unei reacții chimice este direct proporţional cu produsul concentraţiilor substanţelor care reacţionează în puteri egale cu coeficienţii lor stoichiometrici din ecuaţia reacţiei.
Pentru reacția 2 A + B C, ecuația cinetică conform legii acțiunii masei are forma: V = k C A 2 CB, unde CA și CB sunt concentrațiile substanțelor A și respectiv B; k este constanta vitezei de reacție. Constanta de viteză depinde de natura reactanților, de temperatură și de prezența unui catalizator, dar nu depinde de concentrația acestora.
Este numeric egal cu viteza reacției chimice în condițiile în care concentrația fiecăreia dintre substanțele inițiale este de 1 mol/l. Legea acțiunii în masă este valabilă pentru reacții simple. Dacă o reacție trece printr-un număr de etape succesive sau paralele, atunci legea se aplică fiecăreia dintre ele separat, dar nu și reacției în ansamblu.
Concentrațiile de solide nu sunt incluse în ecuația cinetică a reacției. Pentru reacția heterogenă WO 3(tv) + 3 H 2 (g) W(tv) + 3 H 2 O(g), ecuația cinetică are a 3-a formă: V = k CH 2
În cinetica chimică, reacțiile sunt clasificate în funcție de doi parametri: molecularitatea și ordinea reacției. Molecularitatea unei reacții este determinată de numărul de molecule a căror interacțiune simultană are ca rezultat o transformare chimică. Pe baza acestui criteriu, reacțiile sunt împărțite în mono-, bi- și trimoleculare. Probabilitatea ca trei molecule să se ciocnească în același timp este foarte mică.
Astfel de reacții se desfășoară într-un mod mai complex - prin etape succesive sau paralele. Reacție monomoleculară: I 2 2 I, V = k CI 2 Reacție bimoleculară: H 2 +I 2 2 HI V = k CI 2 CH 2 sau 2 HI H 2 +I 2 V = k CHI 2 Reacții trimoleculare: 2 NO +O 2 2 NO 2 V = k CNO 2 CO 2
Ordinea generală a unei reacții este suma puterilor din ecuația cinetică. Ordinea unei reacții chimice pentru o anumită componentă este un număr egal cu gradul în care concentrația substanței intră în ecuația cinetică. De exemplu, reacția: a. A + b. In sat C +d. D, V = k C A a CBb. Ordinea generală a reacției este n = a + b, ordinea pentru componenta A este a, iar pentru componenta B este b.
Reacțiile sunt împărțite în reacții de ordinul întâi, al doilea și al treilea. Pentru reacțiile simple, ordinea reacției și molecularitatea sunt aceleași. Pentru procesele în mai multe etape, acestea nu sunt la fel. Viteza întregului proces este determinată de cea mai mică viteză la care are loc una dintre etapele procesului. Ecuația cinetică este scrisă doar pentru această etapă se numește limitatoare.
3. Influența temperaturii asupra vitezei de reacție. Regula lui Van't Hoff: Când temperatura crește cu 10 C, viteza unei reacții chimice crește de 2-4 ori. - coeficientul de temperatură, arată de câte ori se modifică V când t se modifică cu 10 C, Vt 1 și Vt 2 - viteze de reacție la temperaturile t 1 și t 2.
Pe măsură ce t crește, numărul de ciocniri moleculare crește. Cu toate acestea, conform calculelor, numărul total de ciocniri de molecule cu o creștere a temperaturii cu 10 crește doar de 1,6 ori, în timp ce numărul de molecule reacționate crește cu 200 - 400%. S. Arrhenius a sugerat că motivul este o creștere a numărului de molecule active, adică cele a căror ciocnire duce la formarea unui produs.
Energia de activare (Ea) este energia pe care trebuie să o aibă moleculele pentru a se ciocni eficient; R – constanta universală a gazului (8,31 J/(mol*K), T-temperatura (K), constanta k-viteza de reacție.
E Ea AB C H calea de reacție Cu cât mai mult Ea, cu atât mai puțin V. Și invers.
În timpul reacției, legăturile dintre atomi din moleculele substanțelor inițiale sunt rupte sau slăbite. În acest caz, se formează un compus intermediar instabil - un complex activat, care are o cantitate mare de energie. Când se descompune, se formează produși de reacție. Diferența dintre energia complexului activat și energia medie a moleculelor originale este energia de activare.
4. Influența unui catalizator asupra vitezei unei reacții chimice Catalizatorii sunt substanțe care modifică viteza unei reacții, dar la sfârșitul procesului ei înșiși rămân neschimbați atât ca compoziție, cât și ca masă. Fenomenul de modificare a vitezei unei reacții în prezența catalizatorilor se numește cataliză. Cataliza poate fi pozitivă și negativă, omogenă și eterogenă.
Esența catalizei este că catalizatorul (cataliza pozitivă), formând un compus intermediar cu reactivul, scade energia de activare a reacției. A + B = AB A + K = AK AK + B = AB + K Cu cataliza negativa (inhibarea), energia de activare creste.
E Ea, și Ea AB C H cale de reacție Activitatea catalizatorului depinde de natura sa, precum și de mărimea și proprietățile suprafeței sale (poroasă sau foarte dispersată).
Echilibru chimic Majoritatea proceselor chimice sunt reversibile. Pentru cazul general, putem scrie a. A+b. B c. C+d. D Viteza reacției directe are expresia V 1 = k 1[A]a[B]b. Pe măsură ce concentrația de reactivi scade, aceasta scade. Acumularea produșilor de reacție creează condiții pentru ca procesul invers să aibă loc, a cărui viteză V 2 = k 2[C]c[D]d crește.
După ceva timp, vitezele se vor egaliza. Starea sistemului în care vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale se numește echilibru chimic. Concentrațiile reactanților și produșilor corespunzătoare stării de echilibru se numesc concentrații de echilibru.
Legea acțiunii masei pentru XR: Raportul produselor concentrațiilor de echilibru ale substanțelor din stânga și dreapta ecuației, ridicați la puterile coeficienților lor stoichiometrici, reprezintă o valoare constantă, indiferent de condițiile în care reacția are loc. apare dacă temperatura rămâne constantă.
Acțiunea diferiților factori externi duce la o schimbare a echilibrului chimic. Principiul lui Le Chatelier: O influență externă asupra unui sistem aflat în stare de echilibru duce la o schimbare a echilibrului în direcția în care efectul efectului este slăbit.
Temperatura - creșterea acesteia accelerează reacțiile înainte și invers în grade diferite. Procesul endotermic accelerează mai mult, astfel încât creșterea temperaturii ajută la deplasarea echilibrului către reacția endotermă. Presiune (pentru reacții în faza gazoasă). Dacă reacția are loc cu o creștere a numărului de moli de gaz, atunci o scădere a presiunii deplasează echilibrul spre dreapta.
Concentraţie. Odată cu creșterea concentrației unuia dintre reactanți, echilibrul se deplasează spre dreapta când unul dintre produșii de transformare este adăugat la amestecul de reacție, echilibrul se deplasează spre stânga. Utilizarea catalizatorilor nu modifică echilibrul, deoarece accelerează (încetinește) viteza atât a reacțiilor directe, cât și a celei inverse, dar contribuie la stabilirea mai rapidă a echilibrului.
De exemplu, pentru reacția de echilibru 3 H 2 + N 2 2 NH 3; H 0 puteți muta XP la dreapta: 1. Prin creșterea sau sau scăderea concentrației 2. Prin creșterea presiunii, P 3. Prin scăderea temperaturii, T
Cinetica chimică
Echilibru chimic
Cinetica chimică este o ramură a chimiei care studiază viteza unei reacții chimice și factorii care o influențează.
Fezabilitatea fundamentală a procesului este judecată de valoarea modificării energiei Gibbs a sistemului. Cu toate acestea, nu spune nimic despre posibilitatea reală a unei reacții în condiții date și nici nu oferă o idee despre viteza și mecanismul procesului.
Studierea vitezelor de reacție face posibilă elucidarea mecanismului transformărilor chimice complexe. Acest lucru creează o perspectivă pentru controlul procesului chimic și permite modelarea matematică a proceselor.
Reacțiile pot fi:
1. omogen– apar într-un mediu (în fază gazoasă); trece în întregime;
2. eterogen– nu apar în același mediu (între substanțe aflate în faze diferite); trece la interfață.
Sub viteza reacției chimiceînțelegeți numărul de evenimente de reacție elementare care au loc pe unitate de timp pe unitate de volum (pentru reacții omogene) și pe unitate de suprafață (pentru reacții eterogene).
Deoarece concentrația de reactanți se modifică în timpul unei reacții, viteza este de obicei definită ca modificarea concentrației de reactanți pe unitatea de timp și este exprimată în
. În acest caz, nu este nevoie să se monitorizeze modificările concentrației tuturor substanțelor incluse în reacție, deoarece coeficientul stoichiometric din ecuația de reacție stabilește relația dintre concentrații, i.e. când rata de acumulare a amoniacului este de două ori mai mare decât rata consumului de hidrogen.. . deoarece nu poate fi negativ, așa că pun „–”.
Viteza in intervalul de timp
– adevărata viteză instantanee– Derivată I a concentrației în funcție de timp.Viteza reacțiilor chimice depinde:
1. din natura substanţelor care reacţionează;
2. asupra concentrației de reactivi;
3. din catalizator;
4. pe temperatură;
5. asupra gradului de măcinare a solidului (reacţii eterogene);
6. din mediu (soluții);
7. pe forma reactorului (reacții în lanț);
8. de la iluminare (reacţii fotochimice).
Legea de bază a cineticii chimice este legea acțiunii în masă: viteza unei reacții chimice este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților din reacție
: , – constanta vitezei de reactie chimicaSensul fizic
la .Dacă reacția implică nu 2 particule, ci mai multe
, atunci: ~ în puteri egale cu coeficienții stoichiometrici, adică: , unde este un indicator al ordinii reacției în ansamblu (reacții de ordinea întâi, a doua, a treia...).Numărul de particule care participă la acest eveniment de reacție determină molecularitatea reacției:
monomolecular ( ) bimolecular ( ) trimolecular.Nu sunt mai mult de 3, pentru că... ciocnirea a mai mult de 3 particule simultan este puțin probabilă.
Când o reacție are loc în mai multe etape, totalul
reacție = etapa cea mai lentă (etapa limitativă).Dependența vitezei de reacție de temperatură este determinată empiric regula lui van't Hoff: când temperatura crește cu
, viteza reacției chimice crește de 2–4 ori: . ,– coeficientul de temperatură al vitezei de reacție chimică.
Nu orice ciocnire de molecule este însoțită de interacțiunea lor. Majoritatea moleculelor sar ca niște mingi elastice. Și numai cei activi interacționează între ei în timpul unei coliziuni. Moleculele active au un oarecare exces
Dar, în comparație cu moleculele inactive, prin urmare, în moleculele active, legăturile dintre ele sunt slăbite.Energia pentru a transfera o moleculă într-o stare activă este energia de activare
. Cu cât este mai mic, cu atât mai multe particule reacţionează, cu atât viteza reacţiei chimice este mai mare.Magnitudinea
depinde de natura reactanților. Este mai puțin decât disocierea - cea mai puțin puternică legătură din reactivi.Schimbare
în timpul reacției: eliberat (exotermic)Pe măsură ce temperatura crește, numărul de molecule active crește, prin urmare
Cinetica chimică
Viteza unei reacții chimice este modificarea cantității de substanță Dn care intră într-o reacție sau se formează ca urmare a unei reacții pe unitatea de timp într-o unitate de spațiu de reacție.
Pentru o reacție omogenă care are loc pe întregul volum V sistem, unitatea spațiului de reacție este unitatea de volum. Apoi viteza medie de reacție pentru o anumită substanță într-o perioadă de timp Dt exprimat prin formula
v avg. =, (2.3.1)
Unde DC- modificarea concentrației molare a unei substanțe într-o perioadă de timp; mol/l.
Semnul „+” este utilizat dacă viteza de reacție este monitorizată de o creștere a concentrației produselor de reacție, iar semnul „-” este utilizat dacă viteza este judecată de o scădere a concentrației substanțelor inițiale.
Numai cu o dependență liniară a concentrației unei substanțe de timp este viteza reală de reacție (viteza la un moment dat) constantă și egală cu viteza medie. Cu o relație neliniară, viteza reală de reacție se modifică în timp. Prin urmare, viteza medie într-o anumită perioadă de timp este o aproximare aproximativă a vitezei adevărate.
Pentru a determina viteza de reacție la un moment dat t, este necesar să se ia un interval de timp infinitezimal dt, cu alte cuvinte, viteza reală de reacție este determinată de prima derivată a cantității de substanță în raport cu timpul:
v = 
(2.3.2)
Pentru o reacție eterogenă care are loc la interfața dintre substanțe, unitatea de spațiu de reacție este unitatea de suprafață S interfață de fază. Expresiile pentru vitezele de reacție medii și adevărate pentru o anumită substanță sunt după cum urmează:
v avg. = ;(2.3.3)
v= . (2.3.4)
Viteza unei reacții chimice depinde de mulți factori. Să luăm în considerare influența unora dintre ele.
În primul rând, viteza unei reacții chimice depinde de natura reactanților.
Se exprimă dependența vitezei de reacție de concentrația reactanților legea acțiunii în masă. Această lege este formulată pentru reacții simple, adică reacții care au loc într-o singură etapă, sau pentru etapele elementare individuale ale reacțiilor chimice complexe: viteza de reacție la o temperatură dată este proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților în puteri egale cu coeficienții stoichiometrici corespunzători din ecuația reacției.
Pentru o reacție simplă a formei
aA + bB→produși de reacție
această lege este exprimată prin ecuație
v = k(C A) a ×(C B) b(2.3.5)
Această expresie se numește ecuații cinetice. Factorul de proporționalitate k numită constantă a vitezei de reacție, valoarea acesteia depinde de natura substanțelor, de temperatură și de prezența unui catalizator, dar nu depinde de concentrație.
În cele mai multe cazuri, o reacție chimică este un proces complex în mai multe etape, iar ecuația reacției reflectă bilanțul materialului, și nu cursul real al procesului. Prin urmare, legea acțiunii în masă nu poate fi aplicată întregului proces în ansamblu. Uneori, dependența vitezei de reacție de concentrația substanțelor nu poate fi descrisă deloc printr-o funcție de putere de forma (2.3.5).
Pentru a caracteriza cinetica reacțiilor studiate experimental, se introduce conceptul de ordine de reacție. Ordinea unei reacții pentru o substanță dată (ordine parțială) este un număr egal cu exponentul la care este inclusă concentrația acestei substanțe în ecuația cinetică a reacției. Ordinea particulară este determinată experimental. Poate lua valori întregi, fracționale, negative sau poate fi egală cu zero. În cazul general, ordinea parțială nu este egală cu coeficientul stoichiometric corespunzător din ecuația de reacție, deși uneori, prin coincidență, se dovedește a fi ceea ce s-ar fi așteptat pe baza stoichiometriei reacției.
Există anumite caracteristici în cinetica reacțiilor eterogene.
Ecuațiile cinetice ale unor astfel de reacții nu includ concentrația fazei condensate, deoarece reacția are loc la interfață, iar concentrația fazei condensate rămâne constantă.
Reacțiile eterogene sunt întotdeauna procese complexe. Acestea includ nu numai etapele reacției chimice reale de la suprafață, ci și etapele de difuzie: alimentarea cu reactant la suprafață, îndepărtarea produselor de reacție de la suprafață. Dacă viteza de difuzie este mai mică decât viteza unei reacții chimice, atunci etapele de difuzie vor determina viteza procesului. Viteza unor astfel de reacții crește odată cu agitarea.
Rata specifică a interacțiunii chimice în sine, pe unitatea de suprafață, nu depinde de suprafața. Cu toate acestea, dacă este necesară accelerarea procesului eterogen în ansamblu, se recurge la măcinarea substanțelor care reacţionează. Aceasta duce la o creștere a suprafeței de contact și o scădere a lungimii căilor de difuzie.
Viteza majorității reacțiilor chimice crește odată cu creșterea temperaturii. Pentru reacțiile care au loc la viteze medii în intervale de temperatură nu foarte mari, empiric aproximativ regula lui van't Hoff: cu o creștere a temperaturii cu 10 0, viteza de reacție crește de 2–4 ori.
Matematic se poate scrie astfel:
v 2 = v 1 × ,(2.3.6)
Unde v 1Și v 2– viteza de reacție la inițială T 1 si finala T 2 respectiv temperaturile;
g– coeficientul de temperatură al vitezei de reacție.
Coeficientul de temperatură al vitezei arată de câte ori va crește viteza de reacție atunci când temperatura crește cu 10 0.
Mai precis, efectul temperaturii asupra vitezei unei reacții chimice este exprimat prin ecuația Arrhenius pentru constanta de viteză a unei reacții simple sau a unei etape elementare a unui proces complex:
,
(2.3.7)
Unde A– factor pre-exponenţial;
R– constanta de gaz;
T– temperatura absolută;
e– baza logaritmului natural;
E a- energie activatoare.
Ecuația Arrhenius se aplică și pentru multe (dar nu pentru toate) reacții complexe. În aceste cazuri, energia de activare se numește aparentă.
În timpul reacției, sistemul trece printr-o stare de tranziție (complex activat). Complexul activat are o energie mai mare decât materiile prime și produsele de reacție. Energia de activare este energia necesară pentru a forma un complex activat.
Una dintre metodele de influențare a vitezei unei reacții este cataliza, care se realizează folosind catalizatori - substanțe care modifică viteza unei reacții chimice datorită participării repetate la interacțiuni chimice intermediare cu reactivii, dar după fiecare ciclu de interacțiuni intermediare se restaurează. compoziţia lor chimică. Catalizatorul nu este inclus în produsele finale de reacție. De regulă, se administrează în cantități mici în comparație cu substanțele inițiale.
Catalizatorul deschide noi căi de proces prin stările de tranziție cu participarea sa, iar aceste căi sunt caracterizate printr-o energie de activare mai mică decât o reacție necatalitică. Acest lucru duce la o creștere a vitezei procesului.
O scădere a energiei de activare este motivul determinant, dar nu singurul, pentru creșterea vitezei de reacție în prezența unui catalizator. Catalizatorul poate determina creșterea factorului pre-exponențial din ecuația Arrhenius. Conform teoriei complexului activat, factorul pre-exponențial depinde de entropia de formare a stării de tranziție, care poate crește în prezența unui catalizator.
Catalizatorul nu modifică efectul termic al reacției.
Există cataliza pozitivă, care accelerează reacția, și cataliza negativă, care reduce viteza de reacție. În acest din urmă caz, datorită selectivității, catalizatorul accelerează etapele anterior cele mai lente ale unui proces complex, eliminând astfel una dintre căile de proces posibile fără el. Ca urmare, reacția încetinește sau este aproape complet suprimată.
Substanțele numite inhibitori pot, de asemenea, încetini reacțiile chimice, dar mecanismul lor de acțiune este oarecum diferit.
Există catalize omogene și eterogene. În cataliza omogenă, reactanții și catalizatorul formează o singură fază și nu există nicio interfață între ei. În cataliza eterogenă, catalizatorul și reactanții sunt în faze diferite, iar reacția are loc pe suprafața catalizatorului.
Echilibru chimic
Reacțiile chimice pot fi reversibile sau ireversibile. Reacțiile ireversibile se desfășoară doar într-o singură direcție, spre formarea produselor de reacție până când materiile prime sunt consumate complet. Reacțiile reversibile apar simultan în două direcții reciproc opuse. Astfel de reacții nu ajung la finalizare în nicio direcție, niciunul dintre reactanți nu este complet consumat.
Starea unui sistem caracterizată prin apariția simultană a două procese chimice direcționate opus la viteze egale se numește echilibru chimic. Într-o stare de echilibru, concentrațiile tuturor substanțelor rămân neschimbate.
Semne ale echilibrului chimic:
Starea sistemului este constantă în timp în absența influențelor externe;
Starea sistemului se modifică sub influența influențelor externe, oricât de mici ar fi acestea; după un timp, echilibrul se stabilește din nou într-un astfel de sistem, dar cu un raport diferit al concentrațiilor de echilibru ale tuturor substanțelor;
Starea sistemului nu depinde de ce parte se apropie de echilibru (din partea reacției înainte sau inversă);
Când influența externă este eliminată, sistemul revine la starea inițială.
În condiții izobaric-izoterme ( P; T=const) la echilibru, modificarea energiei Gibbs a sistemului este zero ( DG=0).
Luați în considerare reacția reversibilă condiționată
aA+bB⇄ cC+dD.
Masele actoriale pentru aceasta vor fi scrise sub forma:
, (2.3.8)
Unde LA– constanta de echilibru;
[A] , [B], [C], [D] – concentrațiile de echilibru ale substanțelor;
a, b, c, d– coeficienții stoichiometrici în ecuația de reacție.
Constanta de echilibru depinde de temperatura și natura substanțelor, dar nu depinde de concentrațiile acestora Cu cât valoarea constantei de echilibru este mai mare, cu atât echilibrul este deplasat spre formarea produselor de reacție. Astfel, constanta de echilibru caracterizează profunzimea procesului în momentul echilibrului.
Pentru reacțiile care implică gaze, constanta de echilibru ( K r) poate fi exprimată și prin presiunile parțiale ale substanțelor gazoase. Dacă gazele nu diferă mult ca proprietăți de cele ideale, atunci între constanta exprimată în termeni de presiuni parțiale ( K r), și o constantă exprimată în termeni de concentrații ( K s), există o legătură:
K p =K c ×(RT) D n, (2.3.9)
Unde Dn– modificarea numărului cârtiță substanțe gazoase în timpul unei reacții în conformitate cu stoichiometria acesteia.
Constanta de echilibru la temperatura T este asociată cu o modificare a energiei Gibbs standard a reacției DG 0 la aceeași temperatură prin raport
DG 0 = - RT×lnK. (2.3.10)
În reacțiile eterogene, concentrația fazei condensate este aproape constantă este implicit inclusă în constanta de echilibru. Concentrațiile fazei condensate nu sunt incluse în expresia pentru constanta de echilibru.
Când condițiile externe se schimbă, echilibrul se schimbă deoarece aceste modificări au efecte diferite asupra ratelor reacțiilor directe și inverse. Echilibrul se deplasează către reacția a cărei viteză devine mai rapidă.
Echilibrul este afectat de schimbările de temperatură, concentrația de substanțe, presiunea în sistem (dacă reacția are loc cu o modificare a numărului cârtiță substanțe gazoase). Introducerea unui catalizator nu schimbă echilibrul, deoarece modifică în mod egal rata reacțiilor directe și inverse. Catalizatorul doar scurtează timpul necesar sistemului pentru a ajunge la echilibru.
În cazul general, se determină direcția deplasării de echilibru Principiul lui Le Chatelier: dacă se exercită o influență externă asupra unui sistem care se află în echilibru, atunci echilibrul se va deplasa în direcția care slăbește această influență.
Exemplul 1
De câte ori va crește viteza de reacție?
A) C + 2H2 = CH4
b) 2 NO + CI2 = 2 NOCI
când presiunea din sistem crește de trei ori?
Soluţie
Creșterea presiunii în sistem de trei ori echivalează cu creșterea concentrației fiecăruia dintre componentele gazoase de trei ori.
În conformitate cu legea acțiunii masei, notăm ecuațiile cinetice pentru fiecare reacție.
a) Carbonul este o fază solidă, iar hidrogenul este o fază gazoasă. Viteza unei reacții eterogene nu depinde de concentrația fazei solide, deci nu este inclusă în ecuația cinetică. Viteza primei reacții este descrisă de ecuație
Fie concentrația inițială de hidrogen egală cu X, Apoi v 1 = kh 2 . După creșterea presiunii de trei ori, concentrația de hidrogen a devenit 3 X, și viteza de reacție v 2 = k(3x) 2 = 9kx 2.În continuare găsim raportul de viteză:
v 1:v 2 = 9kx 2:kx 2 = 9.
Deci, viteza de reacție va crește de 9 ori.
b) Ecuația cinetică a celei de-a doua reacții, care este omogenă, se va scrie ca 
. Lăsați concentrația inițială NU egal cu X, și concentrația inițială CI 2 egal cu la, Apoi v 1 = kx 2 y; v 2 = k(3x) 2 3y = 27kx 2 y;
v 2:v 1 = 27.
Viteza de reacție va crește de 27 de ori.
Exemplul 2
Coeficientul de temperatură al vitezei de reacție g este egal cu 2,8. Cu câte grade a crescut temperatura dacă timpul de reacție a fost redus de 124 de ori?
Soluţie
Conform regulii lui Van't Hoff v 1 = v 2 ×. Timp de reactie t este o cantitate invers proporțională cu viteza, atunci v 2 /v 1 = t 1 /t 2 = 124.
t 1 /t 2 = = 124
Să luăm un logaritm al ultimei expresii:
lg( )= jurnal 124;
DT/ 10×lgg=lg 124;
DT = 10×lg124/ lg2.8 » 47 0 .
Temperatura a crescut cu 47 0.
Exemplul 3
Când temperatura a crescut de la 10 0 C la 40 0 C, viteza de reacție a crescut de 8 ori. Care este energia de activare a reacției?
Soluţie
Raportul vitezelor de reacție la diferite temperaturi este egal cu raportul constantelor vitezei la aceleași temperaturi și este egal cu 8. În conformitate cu ecuația Arrhenius
k 2 / k 1 = A× /A = 8
Deoarece factorul pre-exponențial și energia de activare sunt practic independente de temperatură, atunci
Exemplul 4
La o temperatură de 973 LA constanta de echilibru a reactiei
NiO+H2 = Ni+H2O (g)
Soluţie
Presupunem că concentrația inițială de vapori de apă a fost zero. Expresia constantei de echilibru a acestei reacții eterogene are următoarea formă: .
Lăsați concentrația vaporilor de apă să devină egală cu momentul de echilibru x mol/l. Apoi, în conformitate cu stoichiometria reacției, concentrația de hidrogen a scăzut cu x mol/lși a devenit egal (3 – x) mol/l.
Să substituim concentrațiile de echilibru în expresia constantei de echilibru și să găsim X:
K = x / (3 – x); x / (3 – x) = 0,32; x=0,73 mol/l.
Deci, concentrația de echilibru a vaporilor de apă este 0,73 mol/l, concentrația de echilibru a hidrogenului este 3 – 0,73 = 2,27 mol/l.
Exemplul 5
Cum va fi afectat echilibrul de reacție? 2SO 2 +O 2 ⇄2SO 3 ; DH= -172,38 kJ:
1) creșterea concentrației SO 2, 2) creșterea presiunii în sistem,
3) răcirea sistemului, 4) introducerea unui catalizator în sistem?
Soluţie
Conform principiului lui Le Chatelier, cu concentrare crescândă SO 2 echilibrul se va deplasa spre procesul care duce la consum SO 2, adică spre reacţia directă de formare SO 3.
Reacția vine cu o schimbare a numărului cârtiță substanțe gazoase, deci o modificare a presiunii va schimba echilibrul. Odată cu creșterea presiunii, echilibrul se va deplasa către un proces care contracarează această schimbare, adică procedând cu o scădere a numărului cârtiță substanțe gazoase și, în consecință, cu scăderea presiunii. Conform ecuației reacției, numărul cârtiță substanțele inițiale gazoase este de trei, iar numărul cârtiță produșii reacției directe este egal cu doi. Prin urmare, odată cu creșterea presiunii, echilibrul se va deplasa către reacția directă de formare SO 3.
Deoarece DH< 0, atunci reacția directă are loc cu degajarea de căldură (reacție exotermă). Reacția inversă va avea loc cu absorbția căldurii (reacție endotermă). În conformitate cu principiul lui Le Chatelier, răcirea va determina o deplasare a echilibrului către reacția care eliberează căldură, adică către reacția directă.
Introducerea unui catalizator în sistem nu provoacă o schimbare a echilibrului chimic.
Exemplul 6
Calculați constanta de echilibru a reacției FeO (k) +H2 (g) ⇄Fe (k) +H2O (g) la 25 0 C. În ce direcţie este deplasat echilibrul? Determinați temperatura la care se stabilește echilibrul dacă toate substanțele sunt în stări standard și dependența DH 0Și DS 0 temperatura poate fi neglijată.
Soluţie
Constanta de echilibru este legată de modificarea energiei Gibbs standard a reacției prin ecuația , prin urmare, .
Folosind valorile de referință ale energiilor Gibbs standard de formare a substanțelor, găsim DG 0 r-tion:
DG 0 r-tion = DG 0 (H 2 O (g)) + DG 0 (Fe (k)) - DG 0 (FeO (k)) - DG 0 (H 2 (g)) = -228,61 kJ /mol + + 0 – (-244,3 kJ/mol) – 0 = 15,59 kJ = 15,59 × 10 3 J
K= 
=0,0018
Constanta de echilibru este mai mică decât unitatea, prin urmare, echilibrul la 25 0 C (298LA) este deplasat spre reacția inversă.
Într-o stare de echilibru DG 0 = 0. Deoarece DG 0 = DN 0 - TDS 0, atunci echilibrul se va stabili la temperatură T=DN 0 / DS 0.
Folosind valorile de referință ale entalpiilor standard de formare a substanțelor și entropiilor standard, calculăm DН 0 r-tionȘi DS 0 r-tion.
DH 0 r-tion = DH 0 (H 2 O (g)) + DH 0 (Fe (k)) - DH 0 (FeO (k)) - DN 0 (H 2 (g)) = -241,82 kJ /mol+ + 0 – (- 263,7 kJ/mol) – 0 = 21,88 kJ.
DS 0 r-tion = S 0 (H 2 O (g)) + S 0 (Fe (k)) - S 0 (FeO (k)) - S 0 (H 2 (g)) =
=0,1887 kJ/mol× K + 0,02715 kJ/mol× K – 0,05879 kJ/mol× K –
- 0,13058 kJ/mol× K = 0,02648 kJ/K.
Să aflăm temperatura la care se stabilește echilibrul:
T = 21,88 kJ : 0,02648 kJ/K = 826 LA.
Informații conexe.
Ţintă:
rezolvarea problemelor experimentale legate de determinarea dependenței vitezei unei reacții chimice de concentrația reactanților, temperatură, prezența unui catalizator și calcularea condițiilor de echilibru chimic în sistemele cu reacții chimice reversibile.
Probleme teoretice
1. Viteza reacțiilor homo- și eterogene.
2. Legea acțiunii masei pentru viteza într-un sistem omogen.
3. Rata constantă. Sensul său fizic.
4. Dependența vitezei de reacție de temperatură. regula lui Van't Hoff.
5. Conceptul de cataliză.
6. Reacții chimice reversibile și ireversibile.
7. Echilibru chimic. Constanta de echilibru. Sensul său fizic.
8. Schimbarea echilibrului chimic. Principiul lui Le Chatelier.
Cinetica chimică studiază cursul proceselor chimice în timp.
Viteza de reacție chimică n – este cantitatea de substanță Dn care reacționează sau se formează într-o reacție pe unitatea de timp Dt într-o unitate de volum a spațiului de reacție n
Reacție omogenă - are loc pe tot volumul, reactanții și produșii de reacție sunt în aceeași fază.
Cantitatea de substanță pe unitatea de volum Dn/V – aceasta este concentrația molară a C.
Apoi viteza medie de reacție omogenă:
Unitatea de măsură pentru viteza unei reacții omogene este mol l -1 s -1.
Reacție eterogenă - o reacție are loc la o limită de fază, reactanții și (sau) produșii de reacție sunt în faze diferite.
Pentru o reacție eterogenă, viteza depinde de aria suprafeței de contact a reactivilor - aria de interfață a fazei S.
Viteza medie de reacție eterogenă
Unitatea de măsură pentru viteza unei reacții eterogene este mol m -2 s -1.
Viteza de reacție instantanee– modificarea concentrației la un moment dat, de ex. într-o perioadă infinitezimală de timp dt
Viteza unei reacții chimice este întotdeauna pozitivă. Semnul plus „+” sau „–” indică dacă modificarea cantității de substanță Δn este pozitivă sau negativă, adică o substanță se formează sau se consumă în timpul reacției.
Viteza de reacție depinde de natura reactanților, de concentrația lor, de temperatură și de prezența unui catalizator.
Legea acțiunii în masă: Viteza unei reacții omogene este proporțională cu produsul concentrațiilor molare ale reactanților, luate în puteri egale cu coeficienții stoichiometrici.
aA + bB → cC + dD v= k[A] a [B] in, unde k este constanta vitezei.
Viteza crește într-o măsură mai mare cu creșterea concentrației substanței al cărei coeficient stoichiometric în ecuația de reacție este mai mare.
Viteza de reacție crește odată cu creșterea temperaturii deoarece viteza moleculelor crește și, prin urmare, crește numărul de ciocniri active care duc la interacțiune. Dependența vitezei de reacție de temperatură este exprimată prin regula Van't Hoff: v 2 = v 1 ∙γ (t 2 - t 1)/10, unde
v 1 – viteza de reacție la temperatura inițială t 1 ;
v 2 – viteza de reacție la temperatura t 2
γ – coeficient de temperatură, valoarea acestuia este 2 ÷ 4.
Viteza de reacție crește odată cu cataliză– aplicare catalizator- o substanta care accelereaza o reactie dar nu interactioneaza. Catalizatorul nu schimbă echilibrul chimic, dar duce la realizarea lui mai rapidă, accelerând în mod egal reacțiile înainte și invers. Cantitatea de catalizator este mult mai mică decât cea a reactivilor. Există cataliză omogenă (substanțele catalizatoare sunt în aceeași fază) și eterogene (în faze diferite).
Reacții reversibile– reacții chimice care au loc simultan în direcția înainte (®) și inversă ().
Echilibru chimic– starea sistemului în care vitezele reacțiilor directe și inverse sunt egale, concentrațiile de reactivi și produși de reacție sunt constante.
Constanta de echilibru– este egal cu raportul dintre produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție și produsul dintre concentrațiile de echilibru ale reactanților și puterea coeficienților stoichiometrici din ecuație și arată de câte ori viteza reacției directe este mai mare decât viteza reacției inverse.
aA + bB « сС + dD,
sau pentru gaze 
, Unde R- presiune parțială.
Constanta de echilibru depinde de temperatură, de natura reactanților și nu depinde de concentrația acestora. La K c >>1 reacția dă un randament mare de produse de reacție, la K c<<1 выход продуктов мал, преобладают исходные реагенты.
O modificare a cel puțin unuia dintre parametrii sistemului duce la un dezechilibru, o modificare a concentrațiilor și stabilirea unui nou echilibru cu alte valori de echilibru, i.e. schimbarea echilibrului.
regula lui Le Chatelier: dacă se exercită o influență externă asupra unui sistem care se află în echilibru, atunci echilibrul sistemului se va deplasa către reacția care slăbește această influență.
În experimentele 1 și 2 vom studia dependența vitezei de descompunere a tiosulfatului de sodiu de diferite concentrații și de temperatură sub influența acidului H 2 SO 4 în stadiul omogen al reacției.
Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + S + H 2 O + SO 2.
Când Na 2 S 2 O 3 și H 2 SO 4 interacționează, se formează instantaneu acidul tiosulfuric instabil H 2 S 2 O 3, care în momentul producerii se descompune spontan pentru a forma dioxid de sulf SO 2 și sulf liber S.
Viteza întregului proces este determinată de viteza acestei etape cele mai lente: H 2 S 2 O 3 → H 2 SO 3 + S
Sulful rezultat este slab solubil în apă, astfel încât procesul poate fi împărțit în două etape:
omogen - sulful este în soluție, concentrația de sulf este mai mică decât saturată și
eterogen - precipită sulf, concentrația saturată este depășită.
În momentul în care este atinsă concentrația saturată de sulf (punctul critic de amestecare), în soluție apare opalescența - o creștere bruscă a împrăștierii luminii (soluția transparentă începe să devină tulbure).
Viteza de reacție omogenă v=C m /Δτ, unde
Δτ – timpul de reacție de la adăugarea a 1 picătură de H 2 SO 4 până la apariția opalescenței.
C m – concentrația molară de Na 2 S 2 O 3.
În experimentul 3 vom studia efectul catalizatorului - sulfat de cupru CuSO 4 - asupra vitezei de reducere a tiocianatului de fier (III) Fe(SCN) 3 la tiosulfat de fier (II) Fe(SCN) 2 sub acțiunea tiosulfatului de sodiu Na 2 S 2 O 3.
2Fe(SCN) 3 + 2Na 2 S 2 O 3 → Na 2 S 4 O 6 + 2Fe(SCN) 2 + 2NaSCN
Dintre toate substanțele care participă la această reacție, numai Fe(SCN) 3 este colorat în soluție roșu sânge. Dispariția culorii soluției indică sfârșitul reacției.
Obținem tiocianat de fier imediat înainte de experimentul de reacție
În experimentul 4 vom studia deplasarea echilibrului chimic cu o modificare a concentrației folosind exemplul unei reacții reversibile:
FeCl3 + 3KSCN → Fe(SCN)3 + 3KCl
O modificare a concentrației de tiocianat de fier(III) Fe(SCN) 3, care are o culoare roșie, duce la o modificare a intensității culorii masei de reacție și face posibilă aprecierea în ce direcție se deplasează echilibrul.
Sarcina practică:
1. Scrieți o expresie pentru viteza de reacție pentru reacțiile:
2NO(g) + Cl 2 (g) → 2NOCl(g)
CaCO 3 (k) → CaO (k) + CO 2 (g)
2. Cum se va schimba viteza de reacție 2NO(g) + O 2 (g) → 2NO 2 (g)?
dacă reducem de 5 ori volumul vasului de reacție?
3. Determinați concentrațiile inițiale de clor și hidrogen dacă echilibrul în sistem H 2 (g) + Cl 2 (g) → 2HCl (g) a fost stabilit la = 0,025 mol/l, = 0,09 mol/l.
Cum afectează creșterea presiunii și a temperaturii echilibrul reacțiilor?
2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O (g), Q>0
C(k) + CO2 (g) → 2CO(g), Q<0
4. Cum va afecta o scădere a temperaturii starea de echilibru chimic în sistem (nu va fi perturbată; se va deplasa la stânga sau la dreapta)?: 2NO+O 2 →2NO 2, ∆H<0.
5. Se va schimba echilibrul odată cu creșterea presiunii și în ce direcție (spre reacția directă sau inversă) în sistem: 4Fe(k)+3O 2 (g)→2Fe 2 O 3 (k).
