Поляризуемость

Связь между атомами различных элементов всегда более или менее полярна. Для характеристики реакционной способности молекул необходимо знать не только исходное распределение плотности электронных облаков, но и легкость, с которой оно изменяется. Мерой последней является поляризуемость. Поляризуемость - это способность связи становиться полярной под действием внешнего поля.

8 Химическая кинетика, катализ, химическое равновесие

Химическая кинетика – это раздел химии, изучающий скорость и механизм химических реакций.

Скорость реакций определяется изменением концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени. При прохождении реакции А + В → С + Д концентрации реагентов А и В уменьшаются, а концентрации продуктов реакции С и Д увеличиваются.

З а период времени ∆ = ₂ − ₁ концентрации реагентов А и В уменьшились на величину

∆С = С₁ – С₂ .

Рисунок 12 − Кинетические кривые: [А] и [В] – по исходным веществам; [С] и [Д] – по продуктам.

Скорость реакции за этот период уменьшилась на величину ∆V = V ₂ - V ₁ .

Размерность скорости реакции выражается как [моль/л · с].

∆V = ± ∆С/ ∆ или V = ,

∆V имеет положительное значение, когда измеряются концентрации веществ С и Д , и отрицательное, когда измеряются концентрации веществ А и В.

Итак, под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ или одного из продуктов реакции в единицу времени в неизменном объёме.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, присутствия катализаторов; в газовых реакциях - от давления и в гетерогенных - от величины поверхности реагентов.

При взаимодействии веществ А и В скорость реакции V вычисляют по уравнению:

V = k [А] [В] или V = k С_A С_B,

где k – коэффициент пропорциональности (константа скорости реакции), это скорость реакции при единичных концентрациях реагентов:

[А] = [В] , V = k.

В общем виде, при наличии стехиометрических коэффициентов, скорость реакции выражается следующим образом:

mА + nВ = сС + dD,

V = k[A]^m [B]ⁿ.

Скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведённых в степени, которые равны их стехиометрическим коэффициентам.

Большое влияние на скорость реакции оказывает температура.

С ростом температуры увеличивается частота столкновений молекул реагентов, молекулы обладают большей энергией и прочность связей в них, следовательно, уменьшается. Вант − Гоффом установлено, что при повышении температуры на каждые 10° скорость большинства химических реакций возрастает в два -четыре раза. Число, показывающее во сколько раз увеличивается или уменьшается скорость данной реакции с изменением температуры на каждые 10°, называется температурным коэффициентом реакции.

При изменении температуры от t₁ до t₂ скорости начальной и конечной реакции связаны соотношением:

V_t = V_t  

где - V_t - начальная скорость реакции при t₁,

V_t - конечная скорость реакции при t₂,

 - температурный коэффициент скорости реакции ( = 2 − 4).

Например, при  = 3 и увеличении температуры на 100° скорость реакции увеличится в 3¹⁰, т.е. в 59049 раза.

Зная значения V_t , V_t , t₂, t₁ , можно определить значения  и т.д.

Достаточно часто для осуществления реакции, изменения ее скорости и даже направления применяются катализаторы.

Для осуществления возможности прохождения реакции необходимо, чтобы молекулы реагентов обладали определенной энергией (температурой), которая иногда приводит к разложению молекул до начала нужной реакции. При достижении определенного уровня энергии образуется переходный комплекс, который затем разрушается с образованием продуктов реакции:

А + В = С;

А + В = [А В];

[А : В] → С.

Рисунок 13 − Схема образования переходного комплекса.

В целях уменьшения энергетического барьера Е_а уменьшают значения энергии активации, применяя катализатор, молекулы которого образуют переходный комплекс с молекулами одного из реагентов. Этот комплекс имеет меньший уровень Е_а:

А+В=С;

А + К = АК;

АК+В → С+К;

Образовавшийся комплекс реагирует также при меньшей энергии и с реагентом В образует новый комплекс АКВ, который затем разлагается с получением продукта реакции и катализатора.

Катализатор – это вещество, ускоряющее реакцию и остающееся после ее прохождения в неизменном виде.

При газообразном состоянии реагентов увеличение или уменьшение добавления их равноценно увеличению или уменьшению концентрации реагентов. При гетерогенных реакциях концентрации реагентов соответствуют поверхности контакта реагентов.

Химическое равновесие

Реакции, которые протекают в одном направлении и при обычных условиях практически идут до конца, называются необратимыми. Таких реакций немного.

Реакции, протекающие в противоположных направлениях одновременно, называются обратимыми. Разложение йодоводорода:

_Vпр

2HI H₂ + I₂

^Vобр_.

Сначала будут образовываться Н₂ и I₂, а затем эти молекулы, сталкиваясь снова, будут образовывать йодоводород. Когда скорости прямой и обратной реакции станут равными, наступает состояние химического равновесия:

V_пр = V_обр;

V_пр = k₁ [HI]²;

V_обр. = k₂ [H₂][I₂].

Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорость прямой и обратной реакции равны между собой. Концентрации реагентов как исходных, так и образующихся остаются строго постоянными. Эти концентрации называются равновесными. В общем виде:

_Vпр

m A + nB рС + qD;

^Vобр_.

V_пр = k₁ [A]^m [B]ⁿ ;

V _обр. = k₂ [C]^q [D]^q .

При установлении химического равновесия:

k₁ [A]^m [B]ⁿ = k₂[C]^q [D]^q,

где k₁ и k₂ для данной реакции при одной и той же температуре – величины постоянные, следовательно, можно заменить их отношение также постоянной величиной:

K_р = .

Величина K (или K_p) называется константой химического равновесия,

она зависит от температуры и природы реагентов, но не зависит от концентрации, так как является отношением скоростей реакций при единичных концентрациях реагентов.

Увеличение K_p свидетельствует о сдвиге равновесия в сторону прямой реакции.

Пример. Зная концентрации исходных веществ и константу равновесия для данных условий, рассчитать равновесные концентрации. Допустим, что при прохождении реакции 2HI ↔ H₂ + I₂ вначале было взято 1 моль/л HI. При некоторой температуре установилось равновесие. Константа равновесия в этих условиях равна 1/64 . Нужно определить равновесные концентрации HI, I₂ и Н₂.

По уравнению реакции из 1 моль HI образуется по ½ моль Н₂ и I₂ . Предположим, что разложилось х моль HI. Следовательно, образовалось по х/2 моль Н₂ и I₂ и осталось к моменту наступления равновесия (1 - х) моль HI. Подставим эти значения в выражение для константы равновесия:

; K = 1/64.

Преобразуем уравнение и найдём:

.

Значит, равновесная смесь содержит:

[HI] = 1 - 0,2 = 0,8 (моль /л);

[Н₂] = [I₂] = .