4. Химическая кинетика и равновесие

Химическая кинетика – раздел химии, изучающий скорости и механизмы химических реакций.

Скоростью химической реакции называют изменение концентрации вещества за единицу времени в единице реакционного пространства. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации реагентов, температуры и присутствия катализатора (для реакции с участием твёрдых веществ зависит также от степени их измельчения). Для газов скорость реакции зависит и от давления, так как в этом случае с изменением давления изменяется концентрация реагентов.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс (з. д. м.): при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени, равной коэффициенту, стоящему перед фор-мулой данного вещества в уравнении реакции.

Для уравнения химической реакции в общем виде

aA + bB + …= cC + dD

закон действия масс можно записать V = k[A] ^a[B] ^b…,

где k − константа скорости химической реакции.

Реакция, протекающая в одной фазе (однородной среде), называется гомогенной, реакция, протекающая на границе раздела фаз, например твердой и жидкой, твердой и газообразной, называется гетерогенной.

Например, для гомогенной химической реакции

N +3H 2NH ; V = k[N ][H ]³.

В случае гетерогенных реакций в уравнение закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе.

Например:

; V = k[O ].

Возрастание скорости химической реакции с ростом температуры выражается правилом Вант-Гоффа: повышение температуры химической реакции на 10° увеличивает скорость в 2-4 раза.

V = V γ ^,

где V − скорость химической реакции при температуре T ; V − скорость химической реакции при температуре T ; γ − температурный коэффициент скорости химической реакции.

Между скоростью протекания реакций и их продолжительностью существует обратно пропорциональная зависимость:

,

где t₁ и t₂ – время протекания реакции при температурах T₁ и T₂. Тогда по правилу Вант-Гоффа

.

Каждая химическая реакция характеризуется определенным энергетическим барьером, который преодолевают молекулы, чтобы вступить в реакцию и образовать новые вещества. Для преодоления этого барьера молекулам нужна дополнительная энергия – энергия активации.

Зависимость константы скорости химической реакции от температуры определяется уравнением Аррениуса:

, (5)

где , – константы скорости реакции при температурах Т₁ и Т₂;

R – универсальная газовая постоянная, 8,31 Дж/(мольК); Е_a – энергия активации, кДж/моль.

Из уравнения (5) находим энергию активации:

.

Многие химические реакции протекают обратимо, т. е. идут не до конца. В реакционной смеси при обратимых процессах всегда остаётся (в боль-шем или меньшем количествах) каждое из исходных веществ. К числу обратимых, например, относятся следующие реакции:

1. H_2(г) + I_2(г) 2HI_(г) гомогенная реакция;

2. 3H_2(г) + N_2(г) 2NH_3(г) гомогенная реакция;

3. CaCO_3(к) CaO_(к) + CO_2(г) гетерогенная реакция.

Реакцию, протекающую слева направо ( ), называют прямой, справа налево ( ) − обратной.

При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант скоростей называется константой равновесия данной системы. Для гомогенной реакции 3H_2(г) + N_2(г) 2NH_3(г)

.

Для гетерогенной химической реакции, например, реакции разложения карбоната кальция СaCO_3(к) CaO_(к) + CO_2(г), , так как скорость химической реакции не зависит от концентрации твердой фазы.

Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

При повышении температуры равновесия смещаются в сторону поглощения тепла, то есть в сторону эндотермической реакции. При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в правую сторону, а при увеличении концентрации продуктов реакций – в левую. При повышении давления равновесие смешается в сторону образования меньшего числа молей газообразных веществ, и, наоборот, при понижении давления равновесие смещается в сторону образования большего числа молей газообразных веществ.

Пример 1. Реакция протекает согласно уравнению А + 2В = С; концентрация вещества А = 0,5 моль/л, а вещества B = 2 моль/л. Константа скорости равна k = 0,5 л²моль^-2с^-1. Вычислить скорость реакции в начальный момент и когда останется 30 % вещества А. Во сколько раз изменяется скорость прямой и обратной реакций в системе, если увеличить давление в два раза?

Решение. Согласно з. д. м. V = kC_A  C_B².

Скорость реакции в начальный момент

V₁ = 0,50,52² = 1,0 моль/лс.

Когда останется 30 % вещества А, концентрация его станет 0,5  0,30 =

= 0,15 моль/л. Значит, концентрация вещества А уменьшится на 0,5 – 0,15 =

= 0,35 моль/л. Так как вещества А и В взаимодействуют между собой в соотношении 1:2, то концентрация вещества В уменьшилась на 0,7 моль/л (0,352) и стала равной 1,3 моль/л (2 – 0,7). Следовательно,

V₂ = 0,50,15(1,3)² = 0,13 моль/ лс.

Увеличение давления в системе в 2 раза вызовет уменьшение объема в два раза, а концентрация вещества возрастает в 2 раза. Согласно з. д. м. начальная скорость прямой реакции

V_пр = k_прC_A  C_B²,

после увеличения давления скорость станет

V_пр = k_пр·(2C_A)·(2C_B)²= 8·k_пр·(2C_A)·(2C_B)².

После увеличения давления в два раза скорость прямой реакции возросла в 8 раз. Скорость обратной реакции по з.д.м. в начальный момент

V_об = k_об·C_{C ,}

после увеличения давления скорость станет V_об = 2·C_C. После увеличения давления в 2 раза скорость обратной реакции возросла в 2 раза.

Пример 2. При 323 К реакция заканчивается за 30 с. Сколько времени будет длиться реакция при 293 К, если температурный коэффициент этой реакции равен 2.