Скорость химической реакции

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.

Обратимые и необратимые реакции.

• Обратимые химические реакции – это реакции, одновременно протекающие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.
• Например: H 2 + I 2 ↔ 2HI CaCO 3 ↔ CaO + CO 2

• Необратимые химические реакции –это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции .
• Например :

Na 2 SO 4 +BaCl 2  BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Признаки необратимости.

• CuCl 2 + 2KOH= Cu(OH) 2 ↓ +2KOH – выпал осадок
• Na 2 CO 3 + 2HCl=2NaCl + H 2 O + CO 2 ↑ – образовался слабый электролит , который разлагается на воду и углекислый газ.
• H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O – образовалась вода – очень слабый электролит.

Химическое равновесие . H 2 + I 2 ↔ 2HI

• Вернемся к обратимой реакции водорода с парами йода. В соответствии с законом действующих масс кинетическое уравнение прямой реакции имеет вид:

V пр = k пр [H 2 ] [I 2 ] С течением времени скорость прямой реакции уменьшается, т.к. исходные вещества расходуются. В то же время с накоплением в системе йодоводорода увеличивается скорость реакции его разложения:

V обр = k обр [ HI] ² В любой обратимой реакции рано или поздно наступит такой момент, когда скорости прямого и обратного процессов становятся равными. Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.

V пр = V обр

k пр [H 2 ] [I 2 ]= k обр [ HI] ²

Константа химического равновесия. H 2 + I 2 ↔ 2HI

• Состояние химического равновесия характеризуется особой величиной – константой равновесия. Для нашего примера константа равновесия имеет вид:

К равн = k пр / k обр = [HI] ² /[H 2 ] [I 2 ]

• Константа равновесия k равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакции, или отношению произведению равновесных концентраций продуктов и реагентов, возведенных в степени, равные коэффициентам в уравнении реакции. Величина константы равновесия определяется природой реагирующих веществ, и зависит от температуры.

1 , исходных реагентов в равновесной системе практически не остается, равновесие смещено вправо. " width="640"

Кравн = k пр / k обр = [HI] ² /[H2] [I2]

• Величина константы равновесия характеризует полноту протекания
• обратимой реакции. Если К равн 1 , исходных реагентов в равновесной системе практически не остается, равновесие смещено вправо.

Факторы, вызывающие смещение химического равновесия.

• Состояние химического равновесия может сохраняться долго при неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы).

Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям.

Такой переход называется смещением или сдвигом равновесия . Управление смещения можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884г.

Историческая справка .

• Французский ученый- химик, занимался исследованиями процессов протекания химических реакций.
• Принцип смещения равновесий- самое известное, но далеко не единственное научное достижение Ле Шателье.
• Его научные исследования обеспечили ему широкую известность во всем мире. Он дожил до 86 лет.

Анри Луи Ле Шателье (1850- 1936)

Принцип Ле Шателье.

• Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменить давление, концентрацию веществ или температуру), то равновесие сместится в сторону преимущественного протекания того процесса который ослабляет произведенное воздействие.
• Принцип Ле Шателье- это принцип «вредности», принцип «наоборот».

Известен всюду на Земле Анри Луи Де Шателье.

Он не был королем и принцем, Зато открыл прекрасный принцип, Который химикам полезен

Для сдвигов всяких равновесий.

Изменение концентрации: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3

• А) если увеличиваем концентрацию конечных продуктов, рав- новесие смещается в сторону образования исходных продуктов, т.е. преобладает обратная реакция.
• Б) увеличиваем концентрацию исходных продуктов, равновесие смещается в сторону образования конечных продуктов, преоб-ладает прямая реакция.
• В) при уменьшении концентрации конечных продуктов реакция равновесия смещается в сторону их образования, преобладает прямая реакция.
• Г) при уменьшении концентрации исходных продуктов реакции, преобладает обратная реакция.

Изменение давления

• А) при увеличения давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов уменьшается.
• Б) при уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов увеличивается.

Пример: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3

• в) если объемы газообразных продуктов одинаковы как в прямой, так и в обратной реакции- изменение давления не оказывает смещения равновесия.

Пример: Н 2 + Cl 2 =2HCl

2V=2V

Изменение температуры

• А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.
• Б) при понижении температуры химическое равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.
• Пример:

N 2(г) + H 2(г) →2 NH 3(г) +92 кДж ,

2 NH 3(г) → N 2(г) + H 2(г) - 92 кДж.

Значение принципа Ле Шателье.

Закрепление.

• Химик толкает реакцию в спину: «Давай-ка тебя я немного подвину ! » Она отвечает: «Ты знаешь меня: Ни часа, ни дня не могу без огня ! И чтобы улучшить мое настроение, Прошу, даже требую: выше давление ! К тому же учти : я – такая реакция, Что мне реагентов важна концентрация». И химик подумал: «Теперь мне все ясно. Тепло поглощаешь – и это прекрасно ! Как только под колбой зажгутся горелки, Ступай-ка, реакция, прямо по стрелке. Вот это цветочки, но будут и фрукты - Повысит давление выход продукта ! Еще концентрация … Да, ты права: Побольше я выдам тебе вещества». Реакция стала работать послушно, Продукт образуя полезный и нужный. Такой вот привиделся химику сон. Какие же выводы сделает он ?

ВОПРОС 1.

• При повышении температуры равновесие системы смещается

2SO 3 2SO 2 + O 2 - Q

(в сторону обр-ния исх. в-тв)

ВОПРОС 2.

• Каким образом можно сместить равновесие реакции в сторону исходных веществ (все в-ва – газы):

SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 + Q

(повысить температуру, понизить давление).

ВОПРОС 3.

• При повышении давления равновесие реакции смещается

2SO 3 2SO 2 + O 2 - Q

(в сторону обр-ния исх. в-тв)

ВОПРОС 4.

• Каким образом можно сместить равновесие в сторону продуктов реакции
• SO 2 + 2H 2 S 3S + 2H 2 O + Q г г т г

(повысить давление, понизить температуру)

ВОПРОС 5.

• При уменьшении концентрации SO 2 равновесие реакции смещается H 2 SO 3 SO 2 + H 2 O -Q

( в сторону прод. р-ции )

Задача 1.

Как надо изменить концентрации веществ, давление и температуру гомогенной системы PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q , чтобы сместить равновесие в сторону разложения PCl 5 (→)

Решение:

↑ С реаг. в-в ( PCl 5 )

↓ С прод. р-ции ( PCl 3 ) и С ( Cl 2 )

↓ р (реакция идет с увеличением V )

↑ t (реакция эндотермическая – Q )

1 V

PCl 5(тв.) ↔ PCl 3(тв.) + Cl 2(газ) – Q

→

Задача 2.

Как сместиться химическое равновесие реакции

2СО + О 2 ↔ 2СО 2 + Q при

а) повышении температуры;

б) повышении давлении

Ответ:

2V 1V 2V

Q - 2СО + О 2 ↔ 2СО 2 + Q

а) ←

б) →

Закрепление