Скорость химических реакций. Химическое равновесие
Основные понятия химической кинетики
Типы химических реакций
II
III
скорость химической реакции
Зависимость скорости от концентрации Закон действующих масс (П.Вааге, К.М.Гульдберг, 1864 г.)
константа скорости реакции
кинетические уравнения
Зависимость скорости от температуры Правило Вант-Гоффа
катализатор
Химическое равновесие
обратимые и необратимые реакции
химическое равновесие
константа химического равновесия
факторы, влияющие на смещение химического равновесия
1.66M
Категория: ХимияХимия

Скорость химических реакций. Химическое равновесие

1. Скорость химических реакций. Химическое равновесие

2. Основные понятия химической кинетики

Химическая кинетика изучает скорости и механизмы химических
процессов, а также факторы, влияющие на них
Скорость реакции равна числу элементарных актов взаимодействия,
происходящих за единицу времени в единице реакционного
пространства
Элементарный акт - каждое непосредственное взаимодействие
частиц, приводящее к изменению их химического строения
Элементарная стадия химического превращения - сумма всех
однотипных элементарных актов
Механизм химической реакции - совокупность элементарных стадий,
из которых складывается данная реакция

3. Типы химических реакций


• I.
-
Элементарные реакции
(одностадийные, простые)
протекают в одну стадию:
2NO + O2 → 2NO2
Уравнение таких реакций
отражает механизм их
протекания.
В природе насчитывается 4-6
элементарных реакций.
Сложные реакции протекают в
несколько стадий:
4Fe +3O2 = 2Fe2O3
Fe → Fe2+ =2eO2 +2H2O+4e- → 4OHFe2+ +2OH- → Fe(OH)2
4Fe(OH)2+O2+2H2O →4Fe(OH)3
2Fe(OH)3 →Fe2O3+3H2O
Уравнение таких реакций
представляет собой
суммарный результат
нескольких элементарных
процессов и не отражает их
реальных механизм.
Большинство химических процессов
в природе - сложные реакции

4. II

Гомогенные реакции – протекают в
объеме одной фазы:
NaOH (раствор)+ НCl (раствор) =
= NaCl (раствор)+H2O
Гетерогенные реакции –
протекают на границе раздела
фаз:
СaH2 (тв) +2H2O(ж) →
2H2(г) + Ca(OH)2(раствор)

5. III


Обратимые реакции –
протекают не до конца, не одно
из реагирующих веществ не
расходуется полностью:
N2 + 3H2 2NH3
G
Необратимые реакции –
протекают до конца, до полного
израсходования хотя бы одного
из реагирующих веществ:
Zn +4HNO3 →Zn(NO3)2+ 2NO2  +2H2O
G
ΔG<0
ΔG<0
ΔG<0
ΔG=0
Исходные
вещества
Продукты
реакции
Исходные
вещества
Продукты
реакции

6. скорость химической реакции

Под
скоростью
гомогенной
химической реакции ( ) понимают vгомоген
изменение количества вещества (∆n) за
единицу времени ( ) в единице объема
системы (V)
Скоростью
химической
реакции
называют
изменение
концентрации
реагирующих веществ в единицу времени.
Под
скоростью
гетерогенной
химической реакции ( ) понимают
изменение количества вещества (∆n)
за единицу времени ( ) на единице
поверхности раздела фаз (S)
n
V
с
v
n
vгетероген
S

7.

8. Зависимость скорости от концентрации Закон действующих масс (П.Вааге, К.М.Гульдберг, 1864 г.)

Закон: Скорость химической реакции прямо
пропорциональна произведению концентраций реагирующих
веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.
aA + bB cC +dD
V=k[A]a[B]b
- кинетическое уравнение
V – скорость химической реакции,
k – константа скорости химической реакции
[A], [B] – молярные концентрации веществ А и В
соответственно
В приведенном виде закон действующих масс справедлив лишь
для гомогенных процессов

9. константа скорости реакции

k – коэффициент пропорциональности,
константой скорости реакции
называемый
физический смысл
Константа скорости численно равна скорости реакции, при
концентрации реагирующих веществ равной единице
Константа скорости реакции зависит от природы
реагирующих веществ, температуры и присутствия
катализаторов, но не зависит от концентрации веществ

10. кинетические уравнения

Кинетическое уравнение – это математическое
выражение,
связывающие
скорость
реакции
с
концентрацией реагирующих веществ.
vпр k1 A B
a
b
vобр k 2 C D
c
d
Для гомогенной реакции: 3H2(г) + N2(г) = 2NH3(г)
=k [H2]3 [N2]
Для гетерогенной реакции: С(к) + O2(г) = СО2(г)
=k [O2]

11. Зависимость скорости от температуры Правило Вант-Гоффа

При повышении температуры на каждые 100 скорость
большинства реакций увеличивается в 2 4 раза:
T2 T1 (T2 -T1)/10
1 и 2 - скорость реакции при температурах
Т1 и Т2 (Т2 > Т1)
- температурный коэффициент
скорости, равный 2 4
Например, при повышении температуры с 20 до 400С
скорость реакции (γ = 2) увеличивается в 4 раза:
Т2 4010 20 2
2
2 4
Т1

12. катализатор

Вещества, не расходующиеся в результате протекания
реакции, но влияющие на ее скорость называются
катализаторами.
Явление изменения скорости реакции под действием
катализаторов называют катализом.
1 стадия:
2 стадия:
Механизм действия катализатора:
А + К → А … К → АК
акт. комп.
АК + В → В … АК → АВ + К
акт. комп.
В ходе реакции катализатор не расходуется
Катализатор изменяет путь реакции и тем самым влияет
на энергию активации

13.

14. Химическое равновесие

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

15. обратимые и необратимые реакции

Обратимые реакции - это реакции, которые при одних и тех
же условиях протекают в прямом и обратном направлении.
Необратимыми реакциями называются реакции, которые
протекают только в одном направлении, т.е. продукты этих
реакций не взаимодействуют друг с другом с образованием
исходных веществ.

16. химическое равновесие

Состояние обратимой реакции, при котором скорость
прямой реакции равна скорости обратной реакции,
называется химическим равновесием.
vпр kпр A B
a
b
vобр kобр C D
c
d
kпр A B kобр C D
a
b
c
d

17.

18. константа химического равновесия

Константа химического равновесия - это отношение
произведения равновесных концентраций продуктов
реакции к произведению равновесных концентраций
исходных веществ, при чем все вещества находятся в
степенях численно равных их стехиометрическим
коэффициентам.
c
d
C
D
kпр
p
p

a
b
kобр
A p B p
Для гомогенных реакций:
2SO2(г)+ O2(г) = 2SO3(г)
Для гетерогенных реакций:
ZnO(тв)+H2(г)=Zn(тв)+H2O(г)
2
SO3

SO2 2 O2

H 2O
H 2

19.

Анри Луи
Ле Шателье (1884)

20. факторы, влияющие на смещение химического равновесия

1. Концентрация. При увеличении концентрации
исходных веществ химическое равновесие смещается
вправо. При увеличении концентрации продуктов – влево.
2. Давление. При увеличении давления равновесие
смещается в сторону уменьшения объёма газов. При
понижении давления – в сторону увеличения объёма
газов
3. Температура. Повышение температуры приводит к
смещению
химического
равновесия
в
сторону
эндотермической реакции. Понижение температуры – в
сторону экзотемической реакции
English     Русский Правила