Тема: Скорость химических реакций и химическое равновесие. Равновесие в гетерогенных системах

 

План

1.Особенности химических реакций

2.Скорость химических реакций в гомогенных и гетерогенных системах. Факторы, влияющие на скорость реакций.

3.Химическое равновесие, его признаки. Смещение равновесия, принцип Ле-Шателье.

4.Фазовое равновесие. Правило фаз.

1. ОСОБЕННОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Общие понятия. Химические реакции протекают с различными скоростями. Некоторые из них полностью заканчиваются за доли секунды (взрыв), другие осуществляются за минуты, часы, дни; известны реакции, требующие для своего прохождения несколько лет и десятилетий. Кроме того, одна и та же реакция может в одних условиях (напр., при повышенных температурах) протекать быстро, а в других (при охлаждении) – медленно. Знание скоростей химических реакций имеет большое научное и практическое значение. Например, в химической промышленности при производстве вещества от скорости реакций зависят размеры и производительность аппаратуры, количество вырабатываемого продукта. При практическом использовании химических реакций, важно знать не только с какой скоростью будет протекать данная реакция, но и как нужно изменить условия, чтобы реакция протекала с требуемой скоростью.

Как известно, необходимым условием возникновения химической реакции является столкновение молекул реагирующих веществ.

При этом в химической реакции разрушаются одни и возникают другие молекулы и соединения, происходит изменение химических связей, т.е. перераспределение электронной плотности. Но не всякое столкновение приводит к химическим реакциям. Химический процесс возникает при столкновении частиц, обладающих избыточной энергией по сравнению со средней. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными, а избыточная энергия – энергией активации данной реакции.

Если энергия активации очень мала (меньше 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к реакции, т. е. скорость такой реакции велика. Чем больше энергия активации, тем меньше молекул обладают ею при данной температуре. Если энергия активации очень велика (больше 120 кДж/моль), то реакция протекает очень медленно, т.к. лишь очень малая часть столкновений приводит к протеканию химической реакции.

Примером реакции, имеющей высокую энергию активации, является реакция синтеза аммиака: N₂ + 3Н₂ → 2NH₃.

Эта реакция при обычных условиях протекает столь медленно, что заметить ее практически невозможно (энергия активации > 120 кДж/моль).

Химические реакции могут быть гомогенные и гетерогенные.

Гомогенной реакцией называется реакция, протекающая в однородной среде. Например, СН₄(г) + 2О₂(г) → СО₂ + Н₂О.

Гетерогенная – протекающая на границе раздела фаз, например твердой и жидкой, твердой и газообразной. Например, Zn(к) + 2HCl(ж)→ ZnCl₂ + H₂.

В гомогенной системе реакция идет во всем объеме, а в гетерогенной – только на поверхности раздела фаз веществ, образующих систему. В связи с этим скорости гомогенной и гетерогенной реакций определяются различно.

Скорость химической реакции – при постоянном объеме это изменение концентрации исходных веществ или продуктов реакции в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единицу поверхности (для гетерогенных реакций). Скорость химической реакции можно записать в математической форме:

заменив,

где n – изменение числа молей исходных веществ или продуктов реакции;

Δt – промежуток времени (с);

V – объем (л);

S – площадь поверхности фазы, на которой проходит реакция.

С учетом изменения концентрации исходных веществ (концентрация уменьшается) и продуктов реакции (концентрация увеличивается) выражение скорости имеет вид:

Скорость реакции принимается всегда положительной, хотя изменение концентраций исходных веществ берется со знаком минус, а продуктов реакции – со знаком плюс. На скорость реакции влияют многие факторы: природа веществ, концентрация реагентов, температура, катализаторы, внешние воздействия (например, излучение)