КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Цель работы: изучение скорости химической реакции и её зависимости от различных факторов: природы веществ, температуры, концентрации. Скоростью химической реакции называют: изменение концентрации вещества за единицу времени в единице реакционного пространства. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции: концентрации реагентов, температуры и присутствия катализатора (для реакции с участием твёрдых веществ зависит также от степени их измельчения). Для газов скорость реакции зависит и от давления, так как в этом случае с изменением давления изменяется концентрация реагентов. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс: «При постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени равной коэффициенту, стоящему перед формулой данного вещества в уравнении реакции». Для уравнения химической реакции в общем виде: aA + bB + …= cC + dD закон действия масс можно записать: V = K[A] a[B] b…, где К − константа скорости химической реакции. Например, для гомогенной химической реакции: N В случае гетерогенных реакций в уравнение закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Гомогенной называется реакция, протекающая в одной фазе (однородной среде), гетерогенно – протекающая на границе раздела фаз, например, твердой и жидкой, твердой и газообразной. Например:
Возрастание скорости химической реакции с ростом температуры выражается правилом Вант-Гоффа: «Повышение температуры химической реакции на 10° увеличивает скорость в 2-4 раза». V где V V γ − температурный коэффициент скорости химической реакции. Реакции, протекающие под действием катализаторов, называются каталитическими. Катализаторы − это вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на её скорость. Многие химические реакции протекают обратимо, т. е. идут не до конца. В реакционной смеси, при обратимых процессах, всегда остаётся (в большем или меньшем количествах) каждое из исходных веществ. К числу обратимых, например, относятся следующие реакции: 1. H2 + I2 2. 3H2 + N2 3. CaCO3 Реакцию, протекающую слева направо ( Состояние системы, когда скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием. Условием химического равновесия является равенство Vпр = Vобр. Величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов, называется константой равновесия химической реакции (Крав). Для вышеуказанных обратимых реакций константа равновесия имеет вид: 1. Крав= Химическое равновесие остаётся неизменным до тех пор, пока сохраняются постоянные параметры системы (Р, Т, С). При изменении условий равновесие смещается вправо или влево, и через некоторое время наступает новое равновесное состояние. Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: «Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия». В соответствии с этим принципом увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие вправо, увеличение концентрации продуктов реакции влево. Повышение температуры увеличивает скорость эндотермической реакции, понижение температуры экзотермической. При повышении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молей газообразных веществ, при понижении давления в сторону большего числа молей. Например, чтобы увеличить выход аммиака в гомогенной экзотермической обратимой реакции: N2 + 3H2 Экспериментальная часть
|
+3H 
2NH 
; V = K[N 
; 
V= K[O 
γ 
), называют прямой, справа налево (
) − обратной.
; 2. Крав = 
; 3. Крав = 
.
