Занятие № 4 химическая кинетика. Химическое равновесие

Тема занятий

1. Вводный контроль на тему «Химическая кинетика и равновесие».

2. Семинар по теме «Химическая кинетика и равновесие. Энергетика и направление химических реакций».

3. Лабораторная работа № 3 «Кинетика химических реакций и химическое равновесие»

4. Индивидуальное домашнее задание № 4 по вариантам

Скорость химических реакций

Химическая кинетика изучает химические реакции с точки зрения скорости их протекания. Скорость химической реакции измеряется изменением концентрации веществ, вступающих в реакцию или образующихся в результате реакции за единицу времени:

С_М

V =   (моль/(л·с) (1)



Скорость химической реакции зависит:

- от природы реагирующих веществ – описывается законом действия масс (законом Гульдберга-Вааге):

при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ,

Например, для реакции аА + bB  cC + dD

V = k С_A^a С_B^b (3)

где k – константа скорости химической реакции,

а и b – стехиометрические коэффициенты.

При наличии в реакционной системе газовых фаз увеличение или уменьшение давления соответственно увеличивает или уменьшает концентрацию реагирующих веществ, что и определяет зависимость скорости реакции от давления.

В случае гетерогенных реакций концентрации веществ, находящихся в твердой фазе представляют собой постоянную величину и в уравнение закона действия масс не включаются.

- от температуры – определяется правилом Вант-Гоффа:

скорость реакции возрастает в 2-4 раза при повышении температуры системы на каждые 10 градусов:

V₂ = V₁ · ^(t2–t1)/10 (4)

где V₁ – скорость реакции при температуре t₁;

V₂ – скорость реакции при температуре t₂;

 – температурный коэффициент (как правило,  = 2–4)

Химическое равновесие

Необратимыми называют химические реакции, в результате которых исходные вещества практически полностью превращаются в продукты. Необратимые реакции могут протекать только в одном направлении, например: Zn + 4HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O.

Обратимыми называют химические реакции, идущие одновременно в двух противоположных направлениях, в результате чего в реакционной смеси присутствуют как продукты реакции, так и исходные вещества:

2 SO₂ + O₂ 2SO₃

В тот момент, когда скорость прямой реакции (синтез продуктов) становится равной скорости обратной реакции (разложение продуктов с образованием исходных соединений), в системе устанавливается химическое равновесие. Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия (К), представляющая собой отношение констант скорости прямой и обратной реакций. По значению константы равновесия можно судить о степени превращения исходных соединений в продукты реакции.

Для реакции aA + bB cC + dD

k ₁ [C]^c • [D]^d

K =  =  (5)

k ₂ [A]^a • [B]^b

где k ₁, k ₂ – константы скорости прямой и обратной реакций;

a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции;

[A], [B], [C], [D] – равновесные молярные концентрации соединений A, B, C, D.

Влияние изменения условий на положение равновесия определяется принципом Ле-Шателье:

при всяком внешнем воздействии на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению оказанного воздействии:

– при увеличении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону расхода этого вещества;

– при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, а при понижении – экзотермической реакции;

– при увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, а при понижении давления – в сторону увеличения объема системы.