5. Хімічна кінетика: швидкість реакції та її залежність від температури,природи речовини, концентрації, каталізатора.
ХІМІЧНА КІНЕТИКА
Хімічна кінетика — розділ хімії, що вивчає швидкість хімічних процесів. Ця наука включає в себе вивчення впливу різних експериментальних умов на швидкість хімічних реакцій та досліджує їх механізми, що включає в себе знаходження також і характеризацію перехідного стану.
Хімічна кінетика вивчає швидкість та механізм протікання хімічних процесів, а також залежність їх від різних факторів.
Теоретичне значення кінетики полягає в тому, що вивчення протікання процесів у часі дозволяє визначити особливості процесу, зрозуміти суть його механізму. Прикладне значення кінетики визначається тим, що для практичного використання реакції треба вміти керувати нею.
Швидкість хімічної реакції та її залежність
від різних факторів
Швидкість хімічної реакції – це зміна концентрації однієї з реагуючих речовин чи одного із продуктів реакції за одиницю часу:
(середня
швидкість);
(миттєва,
дійсна швидкість).
Вплив концентрації реагуючих речовин на швидкість реакції визначається законом діючих мас:
швидкість хімічної реакції у даний момент часу за сталої температури пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих в ступенях, рівних їх стехіометричним коефіцієнтам:
де
– константа швидкості реакції, чисельно
дорівнює швидкості реакції за концентрацій
реагуючих речовин, що дорівнюють одиниці.
Кінетична класифікація реакцій
У хімічній кінетиці реакції ділять за ознаками:
1. За кількістю частинок, які беруть участь у реакції (молекулярність і порядок реакції).
2. За природою частинок, які беруть участь в елементарному акті реакції (молекулярні, вільнорадикальні, йонні).
3. За складністю: а) оборотні та необоротні; б) ізольовані та паралельні; в) спряжені; г) послідовні (консекутивні чи багатоступеневі).
Необоротними (односторонніми) називають реакції, в яких кінцеві продукти взагалі відсутні чи присутні в незначних кількостях, а також такі, в яких величини швидкостей протилежно напрямлених реакцій незрівнянні. Імовірність протікання оборотних реакцій в обох напрямках одного порядку. Ізольовані реакції – це реакції, у результаті яких утворюється один продукт. Паралельні реакції – це реакції, при яких вихідні речовини реагують у декількох напрямках:
6. Хімічна рівновага, фактори її зміщення. Принципи Лє-Шательє.
Хімічна рівновага - стан хімічної системи, в якому оборотно протікає одна або кілька хімічних реакцій, причому швидкості в кожній парі пряма-зворотна реакція рівні між собою. Для системи, що перебуває в хімічному рівновазі, концентрації реагентів, температура і інші параметри системи не змінюються з часом.
А 2 + В 2 ⇄ 2AB
Зміщення хімічної рівноваги
Положення хімічної рівноваги залежить від наступних параметрів реакції: температури, тиску і концентрації. Вплив, який чинять ці фактори на хімічну реакцію, підпорядковуються закономірності, яка була висловлена в загальному вигляді в 1885 французьким ученим Ле-Шательє.
Фактори що впливають на хімічну рівновагу:
1) температура
При збільшенні температури хімічна рівновага зміщується в бік ендотермічний (поглинання) реакції, а при зниженні в сторону екзотермічної (виділення) реакції.
CaCO3 = CaO + CO2-Q t ↑ →, t ↓ ←
N2 +3 H2 ↔ 2NH3 + Q t ↑ ←, t ↓ →
2) тиск
При збільшенні тиску хімічна рівновага зміщується в бік меншого обсягу речовин, а при зниженні в бік більшого об'єму. Цей принцип діє тільки на гази, тобто якщо в реакції беруть участь тверді речовини, то вони в розрахунок не беруться.
CaCO3 = CaO + CO2 P ↑ ←, P ↓ →
1моль = 1моль +1 моль
3) концентрація вихідних речовин та продуктів реакції
При збільшенні концентрації одного з вихідних речовин хімічна рівновага зміщується в бік продуктів реакції, а при збільшенні концентрації продуктів реакції-убік вихідних речовин.
S2 +2 O2 = 2SO2 [S], [O] ↑ →, [SO2] ↑ ←
Каталізатори не впливають на зміщення хімічної рівноваги!
Характер зміни рівноваги залежно від зовнішніх факторів можна визначити за принципом, відкритим у 1882 р. французьким вченим А.Ле Шательє: якщо на систему, що перебуває в рівновазі, подіяти зовнішнім фактором, то рівновага зміститься у напрямі процесу, який зменшить цю дію.
Розглянемо принцип Ле Шательє на прикладі рівноважної системи
3Н2 + N2 ↔ 2NН3; Н0298 = –46,2кДж.
Якщо до суміші речовин, які перебувають у стані рівноваги, додати певну кількість водню або азоту, то швидкість прямої реакції збільшиться. Прискорення прямої реакції призведе до збільшення концентрації NН3. З другого боку, збільшення концентрації NН3 призведе до збільшення швидкості зворотної реакції, яке відбуватиметься доти, поки швидкість зворотної реакції не зрівняється з швидкістю прямої реакції, тобто в системі знову настає стан рівноваги, але вже за нових умов, а саме, при вищих швидкостях реакцій.
На основі аналізу зазначених прикладів можна сформулювати ряд загальних положень, які випливають з принципу Ле Шательє, а саме:
– при підвищенні температури рівновага системи, що перебуває у стані рівноваги, зміщується у напрямку ендотермічної реакції, а при зниженні – у напрямку екзотермічної реакції;
– підвищення тиску призводить до зміщення рівноваги в бік утворення тих речовин, які займають менший об’єм. Якщо об’єм системи при реакції не змінюється, то тиск не впливатиме на стан рівноваги.
Принцип Ле Шательє справедливий не тільки для хімічних процесів, він має загальнонаукове значення і поширюється на всі процеси, що перебувають у стані динамічної рівноваги.
Принцип Ле Шательє має велике практичне значення, особливо для хімічної промисловості. Наприклад, при синтезі аміаку підвищення температури зменшує його вихід, тому для підвищення виходу аміаку реакцію треба проводити при низьких температурах. Тому синтез NН3 проводять при відносно невисокій температурі (450–600°С), а для прискорення встановлення рівноваги застосовують каталізатор. За цих умов навіть при наявності каталізатора при атмосферному тиску вихід аміаку становить всього 1%. Тому промислове використання цієї реакції стало можливим лише при застосуванні високого тиску, який у 300–1000 раз перевищує нормальний, зміщуючи рівновагу в бік підвищення вмісту NН3 до 30 %. При такому виході процес синтезу аміаку вже стає придатним для промислового використання.