11. Химическое равновесие. Условия хим.Равновесия. Константа равновесия хим.Реакции. Термодинамический вывод константы равновесия.

Химическое равновесие — состояние химической системы, в котором обратимо протекает одна или несколько химических реакций, причём скорости в каждой паре прямая-обратная реакция равны между собой. Для системы, находящейся в химическом равновесии, концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.^[1]

А₂ + В₂ ⇄ 2AB

Условия хим.равновесия:

1)состояние равновесия может быть достигнуто только в закрытой системе

2)в состоянии равновесия ΔrGпр= ΔrGобр=0

3)Хим.равновесие-динамичесок (Vпр=Vобр)

4)Может быть достигнуто как со стороны исходных в-в, так и со стороны продуктов реакции

5) при изменении внешних условий (температуры, давления, концентраций участников) состояние равновесия изменяется

Константа равновесия – отношение произведения равновесных концентраций к произведению концентраций исходных в-в, взятых в степени их коэффициентов.

Пример: CO+H2OH2+CO2

Kc= ( [H2]*[CO2] ) / ([CO] * [H2O] )

З.ы.: термодинамического выводы не нашла

12. Скорость хим.Реакции. Средняя и истинная скорость. Методы экспериментального определения скорости хим.Реакций. Простые и сложные реакции. Особенности гетерогенных процессов.

СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ (для гомогенной реакции) — изменение количества вещества в единице объема в единицу времени

r= - (1∆V)|(V∆тау)

Скорость реакции – это изменение количества вещества, в единице объема, в единицу времени, рассчитанное на единицу его стехиометрического коэффициента mi

r = + - (∆Vi)|(mi*V*∆тау)

СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ (для гетерогенных процессов) — изменение количества вещества в единицу времени на единицу поверхности

Скорость химической реакции зависит от:

1. концентраций реагирующих в-в

2. температуры

3. присутствия катализатора

В химической кинетике различают среднюю и истинную (или мгновенную) скорость реакции. Средняя скорость равняется отношению изменения количества вещества в единице объёма, т. е. изменения концентрации, к промежутку времени, в течение которого оно произошло:

Δn 1 Δn ΔC

υ=± ⋅ ; = ΔC; υ = ±

V Δτ V Δτ . (1)

Истинная скорость реакции в данный момент выражается изменением концентрации, отнесенным к бесконечно малому промежутку времени, т.е. производной концентрации по времени:

dC

υ=±

dτ . (2)

МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ ПОРЯДКА ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Первым этапом при кинетическом исследовании химической реакции является

определение порядка и константы скорости. Во всех методах определения порядка, которые будут рассматриваться далее, считается, что для реакции выполняетсяосновной постулат химической кинетики в виде

w= kC^n,

где С – концентрация исходного вещества,

n – порядок реакции по данному веществу или общий порядок реакции,

k – истинная или эффективная константа скорости реакции.

Поясним это. Пусть в системе протекает химическая реакция

aA + bB → yY + zZ.

Для определения порядка используют два приема.

Во-первых, исходную концентрацию одного из реагентов, например А, берут

такой малой, чтобы расходованием остальных реагентов за время опыта можно было

пренебречь (метод избытков Оствальда). При этих условиях скорость реакции будет

зависеть только от концентрации А,

w = k[A]^α*[B]^β = kэф[A]^α

,

т.е. кинетическое уравнение имеет вид (1). Величина

kэф = k[B]^β

называется эффективной (кажущейся) константой скорости реакции, поскольку в

данных условиях она будет неизменной в ходе эксперимента.

Во-вторых, берут равные концентрации реагентов (если стехиометрические

коэффициенты реагентов равны)

6

(метод равных концентраций). Тогда скорость

реакции дается выражением

w = kС

α+β

, где С = [A] = [B],

и опять кинетическое уравнение имеет вид (1).

В интегральных методах определения порядка исходными данными являются

кинетические кривые. Используются формулы зависимости концентрации от времени, полученные путём интегрирования дифференциальных уравнений химической кинетики (этим объясняется название «интегральные»).

Предполагают какое-то значение порядка реакции и вычисляют значения константы

скорости для различных моментов времени по формулам

k = (1/(n-1)) * ( (1/(C^(n-1)) – (1/Co^(n-1)) ) (n не равно 1)

k= 1/t * ln (Co/C) (n=1)

Если значения констант совпадают, значит, предположение о порядке правильное. Если они не совпадают, значит, порядок реакции иной, и необходимо опять выбрать какое-то другое значение порядка и произвести вычисления. Можно не вычислять значения констант, а попытаться спрямить кинетические кривые в различных координатах. Для реакции порядка n≠1 уравнение кинетической кривой можно записать как

(1/C^(n-1)) – (1/Co^(n-1)) = (n-1)*k*t

т.е. в координатах

(1/C^(n-1)) - t

где n – правильный порядок реакции, это будет прямая линия. Для реакции 1-го порядка уравнение кинетической кривой

lnС = lnС0 – kt,

прямолинейная зависимость будет в координатах lnС – t.

Простые и сложные реакции.

Химические реакции - это процессы превращения одних веществ в другие.

Все химические реакции подразделяют на простые и сложные. Простые химические реакции, в свою очередь, обычно подразделяют на четыре типа: реакции соединения, реакции разложения, реакции замещения и реакции обмена. Д. И. Менделеев определял соединение как реакцию, «при которой из двух веществ происходит одно. Примером химической реакции соединения может служить нагревание порошков железа и серы, - при этом образуется сульфид железа: Fe+S=FeS. К реакциям соединения относят процессы горения простых веществ (серы, фосфора, углеродаи,...) на воздухе. Например, углерод горит на воздухе С+О₂=СО₂ (конечно эта реакция протекает постепенно, сначало образуется угарный газ СО). Реакции горения всегда сопровождаются выделением тепла — являются экзотермическими.

Химические реакции разложения, по Менделееву, «составляют случаи, обратные соединению, то есть такие, при которых одно вещество даёт два, или, вообще, данное число веществ — большее их число. Примером реакции разложение меже служить химичесмкая реакция разложения мела (илиизвестняка под воздействием температуры): СаСО₃=СаО+СО₂. Для проведения реакции разложения, как правило, требуется нагревание. Такие процессы — эндотермические, т. е. протекают с поглощением теплоты.

В реакциях двух других типов число реагентов равно числу продуктов. Если взаимодействуют простое вещество и сложное —то эта химическая реакция называется химической реакцией замещения: Например опустив стальной гвоздь в расвор медного купороса получаем железный капорос (здесь железо вытеснило медь из её соли) Fe+CuSO₄= FeSO₄+Cu.

Реакции между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими частями, относят к химическим реакциям обмена. Большое их число протекает в водных растворах. Прмером химичес кой реакцииобмена может служить нейтрализация кислоты щёлочью: NaOH+HCl=NaCl+Н₂О. Здесь в реагентах (веществах, стоящих слева) ион водорода из соединения HCl обменивается с ионом натрия из соединения NaOH, в результате чего обращзуется раствор поваренной соли в воде

Типы реакций и их механизмы приведены в таблице:

химические реакции соединения A + B = AB Из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное

химические реакции разложения AB = A + B  Из сложного вещества образуется несколько простых или сложных веществ

химические реакции замещения A + BC =AC + B  Атом простого вещества замещает один из атомов сложного

химические реакции ионного обмена AB+CD = AD+CB Сложные вещества обмениваются своими составными частями

Гетерогенные процессы