Скорость химических реакций. Катализ и химическое равновесие (стр. 1 из 3)

Контрольная работа

По химии

Скорость химических реакций. Катализ и химическое равновесие

Цель работы

1) ознакомление с основными закономерностями протекания химических реакций и факторами, влияющими на скорость реакции;

2) ознакомление с катализаторами, химическим равновесием и факторами, влияющими на химическое равновесие.

Теоретическая часть

І. Скоростью реакции называется число актов химического взаимодействия, происходящих в единицу времени в единице объёма при гомогенных процессах или на единице поверхности при гетерогенных процессах.

О средней скорости химической реакции судят по изменению молярной концентрации реагирующих веществ за определённый интервал времени:

,

где

- средняя скорость химической реакции; c₁ – молярная концентрация вещества в момент τ₁, c₂ – молярная концентрация вещества в момент τ₂. Истинной скоростью химической реакции в данный момент называется первая производная концентрации по времени:

.

В гомогенной системе скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, наличия катализатора, присутствия примесей и природы растворителя.

В гетерогенной системе взаимодействие осуществляется на поверхности раздела реагирующих веществ, поэтому зависит от диффузии вещества к поверхности (диффузионный режим), а если диффузия не влияет на скорость реакции (кинетический режим), то при прочих равных условиях увеличение поверхности раздела повышает скорость гетерогенной химической реакции.

Зависимость скорости реакции от концентрации определяется законом действующих масс (закон Гульдберга-Вааге):

если химическая реакция идёт в соответствии со стехиометрическим уравнением, то скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции записанной в общем виде, т.е.: nA+mB→qR+pD,

скорость реакции в соответствии с законом действующих масс выразится следующим образом:

(1):

.

Здесь [A] и [B] – молярные концентрации реагирующих веществ в данный момент времени;

n и m - стехиометрические коэффициенты при реагирующих веществах. Например, для реакции:

прямая и обратная скорости:

На практике приходится иметь дело со сложными процессами, состоящими не из одной, а из множества простых стадий, называемых элементарными актами, для каждой из которых можно записать своё выражение для скорости на основании закона действующих масс. В таком случае число молекул, участвующих в элементарном акте, определяет молекулярность взаимодействия. Для приведённого выше примера прямая реакция тримолекулярна, а обратная бимолекулярна.

В большинстве случаев показатели степени при концентрациях в уравнении закона действующих масс отличаются от числа молекул в уравнении реакции. Это происходит оттого, что уравнение реакции отражает лишь общий итог процесса. Показатели m и n в математическом уравнении (1) называют в таком случае порядком реакции по каждому из реагирующих веществ A или B, а их сумму (m+n) – общим порядком реакции. В каждом конкретном процессе в зависимости от условий может быть различный порядок реакции.

Коэффициент k называется константой скорости реакции и зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора. Численно константа скорости химической реакции равна скорости реакции при концентрациях реагирующих веществ, равных 1 моль/л. Однако реакции идут, как правило, по отдельным стадиям и общую скорость процесса определяет наиболее медленно развивающаяся стадия. Поэтому показатели степеней при концентрациях реагирующих веществ не совпадают с их стехиометрическими коэффициентами, а концентрации некоторых из реагирующих веществ вообще могут не входить в выражение скорости химических реакций.

Зависимость константы скорости реакции от температуры может быть выражена уравнением Аррениуса:

,

где E_акт – энергия активации;

k – константа скорости;

T – температура, К;

k₀ – константа;

R – газовая постоянная.

Энергией активации называется то количество энергии, которое надо сообщить молю реагирующих веществ для приведения его в реакционноспособное состояние. Энергия активации в реакции не исчезает и увеличивает тепловой эффект реакции.

При низких температурах можно считать, что скорость реакции возрастает при нагревании на 10˚ в 2…4 раза (правило Вант-Гоффа):

здесь γ΄ - температурный коэффициент Вант-Гоффа.

ІІ. Катализатором называется вещество, изменяющее скорость химической реакции, но в результате её само остающееся химически неизменным.

Каталитические процессы сводятся к двум типам: гомогенному и гетерогенному. При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор составляют однофазную систему. При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор составляют систему из двух фаз, и каталитический процесс протекает на границах раздела. Скорость взаимодействия в этом случае пропорциональна поверхности раздела фаз.

Все химические реакции можно разделить на необратимые, направление которых не зависит от внешних условий, и обратимые, направление которых может изменяться в зависимости от температуры, концентрации и давления. Большинство реакций обратимо. Они протекают одновременно в двух направлениях, так как во всякой реакции по мере образования продуктов реакции возникает возможность взаимодействия между ними с образованием исходных веществ.

Рассмотрим обратимую реакцию в общем виде: aA+bB↔cC+dD.

Применив закон действующих масс к прямой и обратной реакциям, получим:

(2)

где v₁и v₂– скорости прямой и обратной реакций.

По мере протекания реакции концентрация исходных веществ уменьшается, и скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной увеличивается вследствие увеличения концентрации полученных веществ.

Через некоторое время наступает состояние, когда скорость обратного процесса становится равной скорости прямого: v₁=v₂.

Состояние, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной, называется химическим равновесием, а концентрации всех четырёх веществ – равновесными концентрациями. Тогда из соотношений (2) имеем:

Отсюда следует

(3)

k₁и k₂ для данной реакции при одной и той же температуре являются величинами постоянными, а значит, их отношение постоянно: K_c – величина постоянная и называется константой равновесия. Для реакций между газообразными веществами вместо концентраций можно использовать парциальные давления газов в смеси. При этом константу равновесия обозначают черезK_p. Если концентрации выражены в мольных долях, то константа равновесия обозначается через K_N. Между K_c,K_p и K_N существуют следующие зависимости:

где ∑_n – алгебраическая сумма стехиометрических коэффициентов. Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от катализатора, так как последний ускоряет и прямую, и обратную реакции.

Уравнение (3) вытекает из закона действующих масс для обратимых реакций. Его можно сформулировать так: Отношение произведения равновесных концентраций в степени их стехиометрических коэффициентов есть величина, постоянная при данной температуре.

Смещение равновесия в зависимости от изменения концентраций реагирующих веществ, температуры, давления (в случае газовых реакций) в общем случае определяется правилом Ле-Шателье: если в системе, находившейся в равновесии, изменить одно из условий (t, p, c), то происходит смещение равновесия в направлении той реакции, которая препятствует произведённому изменению.

Применяя принцип Ле-Шателье к разным случаям, можно сделать следующие выводы:

1) при увеличении равновесной концентрации одного из веществ система химического равновесия смещается в сторону той реакции, которая понижает концентрацию этого вещества;

2) при увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молекул газа;

3) нагревание смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, охлаждение – в сторону экзотермической реакции.

Практическая часть

Скорость химических реакций в гомогенной системе изучается на примере взаимодействия растворов серной кислоты и серноватистокислого натрия (тиосульфата):