07. Скорость и равновесие

Изменено: 05.03.2015 Posted on

7. Скорость и равновесие.

Скорость химических реакций пределяется по изменению концентрации продукта (или реагентов) за единицу времени:v=C2-C1/t2-t1=DC/Dt (если концентрации молярные, C=n/V, в.8, то v — в моль/л сек.).   Скорость зависит от природы и концентрации реагентов, температуры и катализаторов:    От природы — быстрые реакции неорганических веществ в растворах, ионного обмена, нейтрализациимедленные — органических соединений, с разрывом ковалентной связи.

   Скорость реакций А+В пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ: v=kCАCВ=k[A][B], где k- константа скорости, не зависящая от концентрации. Это – основной закон кинетики – действующих масс. Для реакции aA+bB=cC+dD скорость v=k[A]a.[B]b, если она идет через столкновение a+b молекул, но уже тримолекулярные реакции (a+b=3) редки. Если [A]=[B]=1, то v=k, т.е. константа k– скорость реакции при концентрациях реагентов 1 моль/л. Она зависит от других факторов, для гетерогенных реакций k~S, например, металлы с воздухом или кислотой реагируют быстрее в порошке, скорость в растворах и вблизи поверхности реакции зависит от диффузии и ускоряется перемешиванием, а концентрация твердой фазы постоянна — для С+О2=СО2, v=k(S)CО2).

   От температуры — при росте Т на 10оС обычно увеличивается в 2-4 раза.3   Эти зависимости связаны с необходимостью преодоления барьера, энергии активации Еакт, для разрыва связей (долей энергии их). Это связывает скорость и кинетику с термодинамикой и катализом, уменьшающим Еакт.* Скорость увеличивают и катализаторы— вещества, не расходуемые в реакции.   Природные катализаторы — ферменты (энзимы) всех биохимических реакций.   Реакции и катализ бывают гомогенными — в одной фазе, растворе, и гетерогенными — в разных (как платина, контактный процесс; пример гомогенного катализа: 2NO+O2=2NO2, NO2+SO2=SO3+NO, в сумме 2SO2+O2=2SO3), отрицательным — уменьшающим скорость — ингибиторы окисления, коррозии.   Активность катализатора усиливают активаторы (промоторы), снижают каталитические яды.   Катализаторы важны в большинстве производств, могут ускорять разные реакции, изменяя продукты (аммиак NHсгорает до азота N2, но с Pt — до оксида NO), но не могут смещать равновесие, равно ускоряют прямую и обратную реакцию. 

Обратимость

   Реакции бывают необратимые — идущие в одном направлении, и обратимые – идущие в обоих направлениях (N2+3H2<=>2NH3).

 Химическое равновесие  — равенство скоростей прямой и обратной реакции (vпр=vобр), когда концентрации (равновесные) не изменяются — число молекул образующихся и распадающихся равно. Условия смещения его (в нужную сторону — продуктов, NH3, SO3) — по принципу Ле-Шателье: “равновесие смещается в направлении против воздействия” — изменением концентрации, температуры, давления.   Увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону продуктов (Константа равновесия  A<=>B Kp=[B]/[A]=const*, с концентрацией САувеличится и СВ), увеличение давления — в сторону уменьшения объема, температуры — в сторону поглощения теплоты (эндотермической реакции, разложения).    Так, в синтезе N2+3H2<=>2NH3+Q для смещения равновесия: увеличивают концентрацию исходного (азота — дешевле) и давление (из 4 исходных моль или объемов получается 2 — сотни атм., уменьшают Т ~500(при большей Т из-за Q>0 аммиак разлагается обратно, при малой Т реакция медленна).

*Скорости химических реакций изучает кинетика, а равновесие — термодинамика. Направление реакций и константа равновесия связана с энергией, энтропией и тепловым эффектом (в.6.3, Q= DH, работа Амах=RTlnС12=RTlnKp=-DG=TDS-DH, — изучается в вузе).

Контрольные вопросы (с вариантами ответа):

?1a Скорость химических реакций измеряется в 1- секундах 2- %  3- моль.л/с  4- моль/л.с.2а Константа скорости реакции не зависит от 1- природы реагентов 2- температуры 3- катализаторов 4- концентраций*

3a Зависимость скорости реакции v от температуры T может описываться уравнением (где g=2-4 — температурный коэффициент реакции):1) v2=gv1   2)  v2/v1=g(T2-T1)  3) v2/v1=g(T2-T1)/10   4) v2/v1=g(T2-T1)/10

4а Равновесие химических реакций не зависит от 1- концентраций 2- температуры 3- катализаторов 4- давления

5а Равновесие системыЗН2+ N2<=> 2NH3+ Q при увеличении температуры сместится 1- вправо 2- влево 3- не изменится 4- неоднозначно

6а Равновесие системы2SO2+O2<=>2SO3+Q при увеличении давления сместится вправо, потому что прямая реакция 1- не зависит от концентрации 2- экзотермическая 3-уменьшает объем 4- изменяет константу равновесия

7а Равновесие реакции Н2+I2<=>2HI+Q  при увеличении давления смещается 1- вправо 2- влево 3- не изменяется 4- в зависимости от концентрации

8a Увеличение давления сместит в сторону продуктов реакцию 1- Н2СО3<=>СO2+H2O 2- 2NaOH+H24=Na2SO4+H2O 3- NH3+H2O=NH4OH 4- CaCO3<=>CaO+CO2.*

9a Увеличение давления в реакции газов А+В=С 1- уменьшит скорость 2- увеличит скорость 3- не изменит скорость 4- ускорит реакцию вдвое.

10a Ошибочно утверждение, что 1- один катализатор различно ускоряет разные реакции 2- одна реакция может ускоряться разными катализаторами 3- катализатор различно ускоряет прямую и обратную реакцию 4- катализатор может образовать различные промежуточные продукты.

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *