Скорость химических реакций и равновесиеЛекция №3

к.х.н.

Авдонина

Людмила Михайловна

Кафедра общей и неорганической

химии

План лекции

• 1.Скорость химической реакции.

• 2.Гомогенные и гетерогенные реакции.

• 3.Факторы,влияющие на скорость

реакции. Закон действующих масс.

• 4.Энергия активации.

• 5. Катализ.

• 6. Обратимые реакции. Принцип Ле

Шателье

Химическая кинетика

– изучает скорость и механизм химических

реакций

• Механизм реакций – это совокупность

элементарных стадий, из которых

складывается реакция.

• Элементарная реакция – это реакция,

осуществляемая в одну стадию.

• Медленная реакция

▫ 3Fe + 2O2 → Fe3O4(к), ΔН = –1117 кДж/моль

• Медленная реакция

▫ 3H2 + N2 → 2NH3

• Очень быстрая реакция, протекает со

взрывом

▫ 2KNO3 + S + 3C → K2S + 3CO2 + N2

Ролик 1

Зачем изучают химическую кинетику?

Гомогенные

(однородные)

Гетерогенные

(неоднородные)

Все реагенты – в одной

фазе

Состоит из нескольких

фаз (т, ж, г)

Между реагентами нет

поверхности раздела

фаз

Имеются поверхности

раздела фаз

Свойства системы в

каждой точке одинаковы

(меняются непрерывно)

Свойства системы резко

меняются на поверхнос-

ти раздела фаз

Термодинамические системы

• Гомогенные - протекают в

объеме фазы

▫ 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)

▫ HCl + NaOH = NaCl + H2O(в растворе)

• Гетерогенные – протекают

на границе раздела фаз

▫ Fe2O3(к) + 3CO(г) = Fe(к) + 3CO2(г)

Гомогенные и гетерогенные реакции

– это число молей вещества,

превращенных за 1 ед. времени в 1

ед. объема• моль/л • с – размерность

• моль/м2 • с – размерность скорости

гетерогенной реакции

Исходные вещества – расходуются

Продукты реакции – накапливаются

Скорость гомогенной химической реакции

• Реакция мрамора с соляной кислотой

CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O

Если объѐм системы не

меняется, то

или

Что такое скорость реакции?

Измеряем

объем СО2

nco2

tt2t1

n2

n1

12

12

tt

nn~v

12

12

tt

ссv

t

сv

A + B = C + D

исходные продукты

V > 0

aA + bB = cC + dD

Скорость гомогенной химической реакции

dt

dC

t

Clim

t

C

t

Cv iDA

dt

dC

n

1v

– показывают изменение концентрации

вещества (например, С(A)) от времени t

Кинетические кривые

С Со(А)

D

At

C1

C2

t1 t2 t

Гомогенных реакций Гетерогенных реакций

Природа реагентов

Концентрация реагентов

Температура

Давление

Катализатор

Величина поверхности

раздела между фазами

Скорость доставки реагентов к межфазовой поверхности

Факторы, влияющие на скорость

Пример:

Природа реагирующих веществ

H2 + F2 = 2HFсо взрывом при комнатной

температуре

H2 + Cl2 = 2HClна свету или при нагревании

H2 + Br2 = 2HBrпри температуре 200-300оС

H2 + I2 = 2HIпри температуре 500-700оС

Закон действующих масс Гульдберга и Вааге

Скорость элементарной химической реакции в

гомогенной системе прямо пропорциональна

произведению концентраций реагирующих

веществ в степени их стехиометрических

коэффициентов

Зависимость скорости реакции от концентрации веществ

aA + bB = cC + dD

v = k • CaA • Cb

B

k – константа скорости химической реакции

v = kпри С(А) = 1 моль/л и С(В) = 1 моль/л

k зависит от природы реагирующих

веществ и температуры.

Для сложной реакции, протекающей в

несколько стадий, закон действующих

масс применим к каждой стадии, но не

применим к реакции в целом

Физический смысл константы скорости

1. Гомогенная реакция

2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)

v = k (CNO)2 ∙ CO2

2. Гетерогенная реакция

CuO(к) + H2(г) = Cu(к) + H2O(г)

v = k ∙CН2

Примеры

Во сколько раз возрастет скорость реакции

2NO + O2 = 2NO2

при увеличении давления в 3 раза?

Задача

Правило Вант-Гоффа (эмпирическое)

При повышении температуры на каждые

10о скорость реакции возрастает в 2 - 4

раза

Зависимость от температуры

Пусть скорость реакции при T1 – v1, при T2 – v2:

= 2 ÷ 4 – температурный коэффициент

10

TT

12

12

vv

• Химическая реакция происходит только

при столкновении активных молекул,

обладающих необходимой энергией –

энергией активации

• Энергия активации – это та избыточная

энергия (по сравнению со средней величиной),

которой должна обладать молекула в момент

столкновения, чтобы столкновение привело к

химической реакции.

• ЕА кДж/моль – теплота образования 1 моль активных

частиц

Энергия активации

H2 + I2 = 2HI

H I H…..I H I+ → →

H I H…..I H I

переходное состояние –

активированный комплекс

Пример

Е1

Е2

Е’А + В =A…B = АВ

Е1- ср. уровень

энергии молекул

исх. веществ

Е2 – ср. уровень

энергии молекул

продуктов р-ции

Е’– ср.энергия

переходного

cостояния

(Е – Е1) = Еа

Е2 - Е1 = ΔH

Энергетическая диаграмма реакции

По

те

нц

иа

льн

ая э

не

рги

я

Координата реакции

А+В

Активированный

комплекс А…В

Еа

АВΔH<0

• Катализатор – вещество, которое

ускоряет реакцию, но не расходуется в

ходе реакции• Снижает энергию активации реакции, т.к.

образуется другой активированный комплекс с

участием катализатора

ЕАкат < ЕА

• Ингибитор – вещество, замедляющее

химическую реакцию; повышает

энергию активацииклип

Влияние катализатора

Катализатор изменяет

энергию активации

• Катализатор ― Ni, нанесѐнный на Al2O3

• Скорость реакции возрастает в е41 раз

Реакция Eакт, кДж/моль Е*акт, кДж/моль

2NH3 = N2 + 3H2 300 105

• гомогенный

SO2 + O2 SO3

• гетерогенный

SO2 + O2 SO3

H2O2 H2O + O

Катализ

NO

NO2

MnO2

V2O5

Химические реакции

Необратимые Обратимые

Протекают в прямом

направлении

Протекают не до конца

До полного

израсходования одного

из реагентов

Ни одно из веществ не

расходуется полностью

Химическое равновесие

1. Необратимая реакция

Zn + 4HNO3(изб) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2Oпротекает до полного израсходования Zn

2. Обратимая

реакция

vпр

N2 + 3H2 ⇄ 2NH3

vобр

Пример

v

t

vпр

vобр

vпр = vобрХимическое

равновесие

vпр = vобр

1. Наличие всех реагентов в системе

2. Постоянство концентраций всех

реагентов во времени

3. Возможность подойти к состоянию

равновесия как со стороны прямой, так

и со стороны обратной реакции

Признаки химического равновесия

H2 + I2 ⇄ 2HI

vпр = kпрC(H2)•C(I2) vобр = kобр C2(HI)

• В момент равновесия (Т=const)

vпр = vобр

kпр[H2]•[I2] = kобр[HI]2

– константа

равновесия

при T

Константа химического равновесия

][I][H

[HI]

k

kK

22

2

обр

пр

С(H2) = [H2]

C(I2) = [I2]

C(HI) =[HI]

КС и КР

Fe2O3(к) + 3СО(г) ⇄ 2Fe(к) + 3СО2(г)

• В гетерогенных системах константа

равновесия учитывает Р или С только

летучих веществ

RTM

mPV CconstRT

V

nP

)I(P)H(P

)HI(PK

22

2

P

)CO(P)OFe(P

)CO(P)Fe(PK

3

32

2

32

P

)CO(P

)CO(PK

3

2

3

P

aA + bB ⇄ cC + dD

в общем виде:

1. К > 1 [C]c • [D]d >> [A]a • [B]b

протекает прямая реакциявыход продуктов С и D велик

2. К < 1 [C]c • [D]d << [A]a • [B]b

протекает обратная реакциявыход продуктов С и D очень мал

3. К ≈ 1 система близка к равновесию

Константа химического равновесия

ba

dc

BA

DCK

4. Для гетерогенных реакций K учитывает C

и P только летучих веществ

С(т) + СO2(г) ⇄ 2CO(г)

5. K не зависит от присутствия

катализатора

6. Для газофазных реакций можно

использовать парциальные давления

газов

H2(г)+ I2(г) ⇄ 2HI(г)

Константа химического равновесия

][CO

[CO]K

2

2

С

)p(l)p(H

(Hl)pK

22

2

P

Если на систему, находящуюся в равновесии,

оказать какое-либо воздействие (изменить С, Т,

Р), то равновесие сместится в сторону

процесса, ослабляющего это воздействие

Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье

Пример 1 H2 + I2 ⇄ 2HI vпр = vобр

Введем в систему HI. vобр увеличится:

voбр > vпр

Равновесие сместится влево ←

Пример 2

N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 T = const

v1пр = kпр· p(N2)· p3(H2)

v1обр= k обр· p2(NH3)

Пусть давление в системе увеличится в 2

раза: 2p(N2), 2p(H2), 2p(NH3)

v2пр = kпр· {2p(N2)}· {2p(H2)}3 = 16 v1пр

v2обр = kобр· {2p(NH3)}2 = 4 v1обр

Равновесие сместится вправо →

Пример 3

N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 ΔHреакц = - 92 кДЖ

прямая реакция ЭКЗОтермическая

При ↑ Т равновесие сместится в сторону

ЭНДОтермической реакции, т.е. влево ←

Пример 4

2NO2 ⇄ N2O4 ΔH реакц = - 84 кДж

бурый бесцветный

↑Т ← интенсивность окраски растет

↓Т → интенсивность окраски уменьшаетсяклип

Задача Определите [N2], [H2] и [NH3], если

исходные концентрации N2 и H2 равны 10

и 30 моль/л соответственно, а выход

реакции составляет 25%.

N2 + 3H2 ⇄ 2NH3

N2 H2 NH3

Исходные конц.

Сисх, моль/л10 30 0

Прореагировало /образовалось 2,5 7,5 5

Равновесные конц.[ ] 7,5 22,5 5

Вопросы?