Лекция: Кинематика химических реакций

Программа , методические указания по темам «Химическая термодинамика»,

«Кинематика химических реакций», «Растворы» для дистанционного изучения.

Группы 942 – 947 ЭФ кафедра Химии и Естествознания.

Программа темы, вопросы

для изучения

Что должен знать и уметь студент

Учебники

Основы химической термодинамики

1) Понятия: системы; фаза; гомогенные и гетерогенные системы; процессы и их классификация; параметры и функции состояния системы.

2) Тепловые эффекты процессов. Внутренняя энергия и энтальпия их определения и единиц измерения. Закон Гесса и следствия из него. Энтальпия образования веществ, фазовых переходов и хим. реакций.

3) Энтропия. Понятия и единицы измерения направленность хим. реакций в изолированных системах.

4) Энергия Гиббса. Направленность хим. процессов в неизолированных системах.

Определения термодинамических понятий.

Факторы, влияющие на величину внутренней энергии (), энтальпии (
), энтропии (S), энергии Гиббса (G)

Уметь рассчитывать тепловые балансы реакций, изменение энтропии

Произвести расчеты и сделать вывод о возможности (невозможности)

1) Коровин Н.В. Общая химия. 2005 г. (с 115 – 142)

2) Глинка Н.Л. Общая химия 2006 г. (с 170 – 185)

3) Глинка Н. Л – задачи и упражнения по общей химии 2006 г. «№ 283, 293, 295, 299 – табл 5. с 223 – 225; № 303, 304, 310, 311.»

Кинематика хим. реакций

1) Понятие скорости реакций.

2) Влияние (Как? Почему?) На скорость хим. реакций природы веществ, концентрации, t°, давления, поверхности реагирующих веществ, катализатора.

Объяснить, как и почему изменяется скорость хим реакций при изменении концентрации, давления, t°, катализатора.

Уметь записывать математическое выражение

3) Равновесие системы. Химическое равновесие. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье.

Закона действующих масс (ЗДМ) для любой хим. системы.

Уметь определить, в сторону какой реакции произойдёт смещение хим. равновесия при изменении концентрации, давления, t°, веществ системы.

1) 166- 201, 148 – 152

2) 186 – 200

3) «№ 325, 326, 330, 332, 336, 358, 363, 365, 383».

Растворы

1) Способы выражения концентрации растворов.

2) Энергетические явления при растворении.

3) Изменения давления насыщенного пара раствора, его температур кристаллизации и кипения. Законы Рауля. Осмотическое давление растворов. Закон Вант – Гоффа.

4) Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты.

5) Особенности применения законов Рауля и Вант – Гоффа к растворам электролитов. Изотонический коэффициент.

6) Гидролиз солей

7) Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Знать формулы, выражающие массовые доли растворённого вещества, молярную, моляльную и эквивалентную (нормальную) концентрации растворов, уметь производить соответствующие расчёты.

Уметь написать уравнения реакций гидролиза различных типов солей и указать среду их раствора.

1) 204 – 243

2) 216 – 259

3) «№ 392, 414, 415, 428, 437.»

3) 464, 466, 474, 478, 480, 483

3) 603, 607.

Дисперсные системы

1) Понятие дисперсных систем, их классификация по размеру частиц дисперсной фазы, агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсной среды, взаимодействию частей дисперсной системы, по структурно – механическим свойствам. Получение дисперсных систем.

2) Свойства лиофобных золей: молекулярно – кинетических, оптические, электрокинетические. Устойчивость дисперсных систем. Седиментация и коагуляция.

3) Лиофильные коллоидные растворы. Поверхностно – активные вещества.

4) Характеристика суспензий, эмульсий, пен, аэрозолей, порошков

Уметь классифицировать дисперсные системы по степени дисперсности.

Уметь написать формулу мицеллы коллоидного раствора.

Определить коагулирующий ион в смеси электролитов.

Знать определение и строение суспензий, эмульсий, аэрозолей, пен, области их применения.

Объяснить свойства дисперсных систем.

Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ или одного из продуктов реакции. В единицу времени при неизменном объеме. Единицей измерения скорости является моль в числителе в знаменателе литр·секунду.

Основной закон химической кинематики:

– скорость химической реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ.

где
,
коэффициент пропорциональности.

=
где
и- это стеохимический коэффициент.

Основной закон химической кинематики не учитывает реагирующие вещества находящиеся в твердом состоянии. Так как их концентрация постоянна и они реагируют только на поверхности и которая остается не измененной. Как например при горении угля: С + О 2 → СО 2 реакция происходит между молекулами кислорода и твердого вещества только на поверхности раздела фаз. А значит масса твердой фазы не влияет на скорость реакции. В данном случае скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода.

2. Зависимость скорости реакции от температуры.

Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант Гоффа: при повышении температуры на каждые 10°скоростьреакции (большинства) увеличиваются в 2-4 раза. Математически эта зависимость выражается формулой

где - начальная,- до которой нагрели,температурный коэффициент, он измеряется от 2 – 4.

3. Энергетические активации.

Сильное увеличение скорости реакции с возрастанием температуры объясняет энергия активации. Согласно этой теории химическое взаимодействие вступают только активные молекулы, не активные молекул можно сделать активными, если сообщить им даже минимальную энергию – этот процесс называется активация. Один из способов активации увеличение температуры.

Энергию, которую нужно сообщить молекулам (или частицам) реагирующих веществ, чтобы превратить их активные называют энергией активации. Ее величена определяется экспериментально и выражается в кДж/моль и обозначают Е. Энергия активации зависит от природы реагирующих веществ и служит характеристикой реакции. Чтобы исходные вещества образовали продукт реализации, они должны преодолеть энергетический барьер.

При этом образуются переходное состояние или активированный комплекс, который потом расходуется на продуты реакции.

Скорость реакции зависит от энергетической активации, если энергия активации маленькая, то скорость большая и наоборот. Для активизации используют нагревание, облучение, катализаторы.

4.Гомогенный и гетерогенный катализ.

Катализ – это вещество изменяющая скорость реакции.

Положительный катализ – это вещество увеличивает скорость реакции.

Отрицательный катализ – это уменьшение скорости реакции.

Иногда скорость реакции изменяют сами продукты реакции или исходные вещества, такой процесс называют автокатализ. Катализ мажет быть гомогенным и гетерогенным. При гетерогенном катализе реагирующие вещества катализатором образуют систему из розных фаз и существует поверхность раздела, на которой и протекает реакция. При этом важную роль играет адсорбция – это концентрирование газообразных или растворенных веществ на поверхности других веществ которые называются адсорбенты.

Гомогенный катализ – это такой катализ когда реагирующие вещества и катализаторы находятся в одном агрегатном состоянии т.е. образуют однофазную систему.

Кинематика химических реакций

Скорость химических реакций.

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С 2 — С 1 ) / (t 2 — t 1 )) = ± ( С /  t)

где С 1 и С 2 — молярные концентрации веществ в моменты времени t 1 и t 2 соответственно (знак (+) — если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) — по исходному веществу).

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции — энергией сталкивающихся молекул.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H 2 и N 2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H 2 O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.

Примеры.

Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.

Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди — не реагирует.

2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ — скорость реакции возрастает.

Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.).

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

aA + bB + . . .  . . .

V = k [A] a [B] b . . .

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций реагентов.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

3. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от t 1 до t 2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

(где Vt 2 и Vt 1 — скорости реакции при температурах t 2 и t 1 соответственно;  — температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

k = A e -Ea/RT

где

A — постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R — универсальная газовая постоянная ;

Ea — энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.

Энергетическая диаграмма химической реакции.

А — реагенты, В — активированный комплекс (переходное состояние), С — продукты.

Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ — путем их растворения.

5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе — разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление «отрицательного катализа»).

Химическое равновесие.

Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химическое равновесие — состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V 2 ). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K 1 ) и обратной (K 2 ) реакций.

Для реакции mA + nB pC + dD константа равновесия равна

K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d ) / ([A] m [B] n )

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.

Способы смещения равновесия.

Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие

1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).

2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V 1 > V 2 .

4. Катализаторы не влияют на положение равновесия.

Ответы к самостоятельной работе: Кинетика реакций

Вариант 1

1.Состояние химического обратимого процесса. При котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

Обратимыми называют химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном. Примеры: 1. Реакция синтеза оксида азота(2), который нужен для получения азотной кислоты.2. В органической химии – реакции гидратации, дегидрирование.

Химическое равновесие динамично, его можно сместить. Принцип Ле-Шателье: Если изменить одно из условий – температуру, давление или концентрацию веществ, - при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое ослабляет изменение.

Изменение Равновесных концентраций

Изменение давления

Изменение температуры

Катализатор на смещение равновесия не влияет

2.а) Прямая реакция является реакцией замещения, происходит горение метана

б) Прямая реакция идет с выделением теплоты и относится к экзотермическим реакциям, обратная эндотермическая, протекает с поглощением теплоты

в)для смещения равновесия влево, нужно увеличить концентрации углекислого газа и воды и уменьшить концентрацию метана или кислорода, т.е. вывести из сферы реакции и увеличить температуру

3.Дано: V=2 л Решение: V р = -

n 1 (H 2 )=3 моль С 1 = 3/2 =1,5 моль/л С 2 = 0,5/2 = 0,25 моль/л

t=20 мин; n 2 (H 2 ) =3 /6=0,5 моль V р = | 0 ,25 – 1,5 | / 20 мин = 0,0625 моль/ л мин

Найти: V р =?

4.По правилу Вант – Гоффа V 2 = V 1 * t2-t1 /10 , если температурный коэффициент 2

V 2 / V 1 = t2-t1 /10 V 2 / V 1 =2 3 = 8

5.а) вправо

б)вправо в) не изменится

Вариант 2

1.Скорость химической реакции – это изменение концентрации одного из реагирующих веществ или одного из продуктов реакции в единицу времени.

V р = - - , где С 2 – конечная молярная концентрация концентрация реагирующего вещества

С 1 – начальная молярная концентрация этого вещества. t – время реакции

С= n / V V – объем сосуда, n – количество вещества

Скорость зависит от: а) природы реагирующих веществ(магний с кислотой реагирует быстрее цинка, т.к. он более активный металл)

б) концентрации реагирующих веществ (чем больше концентрация реагирующих веществ в единице объёма, тем больше скорость реакции)

в) площади соприкосновения реагирующих веществ чем больше площадь, тем больше скорость (для увеличения площади вещества измельчают)

г) присутствия некоторых веществ (катализатор увеличивает скорость, ингибитор – уменьшает)

2.а) Прямая реакция разложения, значит обратная соединения.

б) Прямая реакция протекает с выделением теплоты, поэтому относится к экзотермическим, обратная – эндотермическая и протекает с поглощением теплоты.

В) Для смещения равновесия вправо нужно уменьшить концентрацию ацетилена или водорода, т.е. вывести из сферы реакции и уменьшить температуру .

3.Дано: V= 10л Решение: V р = -

n 1 ( О 2 )= 5 моль С 1 = 5/10 =0,5 моль/л С 2 = 0,25/10 = 0,025 моль/л

t= 3 0 мин n 2 ( О 2 ) = 5/20=0,25 моль

Найти V р =? V р = | 0 ,25 – 5 | / 30 мин = 0,16моль/ л*мин

4.По правилу Вант – Гоффа V 2 = V 1 * t2-t1 /10 , если температурный коэффициент 3

V 2 / V 1 = t2-t1 /10 V 2 / V 1 =3 3 = 27

А) влево б) вправо в) не изменится

Скорость химических реакций.

Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из реагирующих веществ:

V = ± ((С 2 - С 1) / (t 2 - t 1)) = ± (DС / Dt)

где С 1 и С 2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t 1 и t 2 соответственно (знак (+) - если скорость определяется по продукту реакции, знак (-) - по исходному веществу).

Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся молекул.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.

2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает.

Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.).

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

aA + bB + . . . ® . . .

V = k [A] a [B] b . . .

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

(t 2 - t 1) / 10

Vt 2 / Vt 1 = g

(где Vt 2 и Vt 1 - скорости реакции при температурах t 2 и t 1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции).

k = A e -Ea/RT

A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная ;

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.

Энергетическая диаграмма химической реакции.

А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.

Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").

Химическое равновесие.

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V 2). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Для реакции mA + nB <-> pC + dD константа равновесия равна

K = K 1 / K 2 = ([C] p [D] d) / ([A] m [B] n)

Способы смещения равновесия.