Теоретична частина

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 2

ОСНОВНІ ЗАКОНИ ХІМІЧНИХ ПЕРЕТВОРЕНЬ

Під швидкістю хімічних реакцій розуміють зміну концентрації oднієї з реагуючих речовин за одиницю часу при постійному тиску та температурі.

Концентрацію виражають у моль/л, а час – у секундах або хвилинах. Розглянемо у загальному вигляді швидкість реакції, що відбувається при постійних температурі i тиску за рівнянням:

А + В → С + D.

По мiрі витрачання речовини А швидкість реакції зменшується. Звідки випливає, що швидкість реакції можна визначити лише для деякого проміжку часу. Оскільки, концентрація речовини А у момент часу t₁ вимі-рюється величиною c₁,а у момент t₂ – величиною с₂, то за проміжок часу Δt= t₂ - t₁, зміна концентрації речовин буде становити Δс = с₂ – с₁,звідки можна визначити середню швидкість реакції (υ):

Знак «мінус» ставиться тому, що, незважаючи на зменшення концентрації речовини A i, отже, на від`ємне значения різниці с₂ – c₁ швидкість реакції може бути тільки додатньою величиною. Можна також стежити за зміною концентрації одного з продуктів реакції – речовин С або D; вона під час реакції буде збільшуватись, i тому у правій частині рівняння необхідно ставити знак «плюс».

Оскільки, швидкість реакції весь час змінюється, тоді у хімічній кінетиці розглядають тільки дійсну швидкість реакції υ, тобто швидкість у даний момент часу, коли Δt → 0, а саме

, де d – диференціал.

Фактори, що впливають на швидкість реакції

Швидкість хімічної реакції залежить від природи реагуючих речовин, а також від умов перебігу реакції: концентрації с, температури t, наявності катализатора, а також від деяких інших факторів (наприклад, від тиску – для газових реакцій, від ступеня подрібнення – для твердих речовин, відрадіоактивного випромінювання тощо).

Вплив концентрації реагуючих речовин виражається законом діючих мас (Гульдберг, Вааге, 1864-1867 pp.): за сталої температури швидкість xімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин.

Для реакції mА + nВ → pС + gD закон діючих мас виражається рівнянням:

ν = k ∙

де с_Аi с_В – концентрації речовин, моль/л; k – коефіцієнт пропорційності, що називається константою швидкості реакції.

Це рівняння називається кінетичним рівнянням реакції. Із нього неважко встановити фізичний зміст константи швидкості. Вона чисельно дорівнює швидкості реакції, коли концентрації кожної з реагуючих речовин становлять 1 моль/л. Константа швидкості залежитъ від природи реагуючих речовин, від температури, тиску, але не залежитъ від їx концен-трації.

Закон діючих мас застосовується лише до газоподібних i розчинених речовин, він не розповсюджується на реагуючі речовини у твердому стані, оскільки їх концентрації є стабільними i вони реагують лише на поверхні.

Залежність швидкості реакції від температури визначається (наближено) правилом Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій зростає у 2-4 рази.

Математично ця залежність виражається співвідношенням:

,

де – швидкості реакції за початкової – t₁ ікінцевої t₂ температурах;

γ – температурний коефіцієнт швидкості peaкції, який показує, у скільки разів збільшується швидкість реакції з підвищенням температури реагуючих речовин на 10 градусов (γ = 2 - 4).

Температура впливає на швидкість хімічної реакції, збільшуючи константу швидкості.

Енергія активації

3 підвищенням температури число активних молекул значно зростає, внаслідок чого збільшується швидкість реакції. Це пояснюється збільшен-ням кількості так званих «активних молекул», тобто молекул, що мають енергію, достатню для здійснення даної реакції при їх зіткненні.

Енергія, яку потрібно надати молекулам (частинкам) реагуючих речовин, щоб перетворити їх на активні, називається енергією активації.

Її визначають експериментально i позначають літерою Е_аi виражають у кДж/моль.Енергія активації залежить від природи реагуючих речовин i є характеристикою кожної реакції.

Для того, щоб реакція між молекулами була можливою, молекули повинні мати надлишкову енергію, що більша за середню на величину, рівну енергії активації.

Поняття про каталіз i каталізатори

Каталізом називають зміну швидкості хімічних реакцій в присут-нocтi речовин, які самі після реакції залишаються хімічно незміненими. Зазвичай каталізаторами називаютьея лише прискорювачі реації, а інгібіторами – уповільнювачі.

Якщокаталізатор i peaгуючі речовини перебувають у одній фазі, тоді каталіз називають гомогенним, якщо у piзниx фазах – гетерогенним. Дія каталізаторів: 1) не змінює теплового ефекту реакції; 2) знижує енергію активації як прямої, так i зворотної реакції на одну й ту саму вели­чину ΔЕ, тому не порушує рівноваги; 3) збільшуючи однаковою мірою швидкість прямої i зворотної реакцій, скорочує час досягнення piвноваги; 4) є вибірковою, що визначається природою каталізатора i умовами його застосування.

Хімічні реакції, що відбуваються за участю каталізаторів, називаються каталітичними. Розрізняють гомогенний (однорідний) і гетерогенний (неоднорідний) каталіз.

Для гомогенного каталізу встановлено, що швидкість хімічної реакції пропорційна концентрації каталізатора.

Механізм гомогенного каталізу звичайно пояснюють за допомогою теорії проміжних сполук. У відповідності з цією теорією каталізатор (К) спочатку утворює з однією із вихідних речовин проміжну сполуку (АК). Ця сполука реагує з іншою вихідною речовиною з відновленням каталізатора. Схематично це можна зобразити таким чином:

А + Б ® АБ (реакція протікає повільно) (а)

Каталізатор розбиває процес на дві стадії:

А + К ® АК (реакція протікає швидко) (б)

АК + Б ® АБ + К (реакція протікає швидко). (в)

Швидкості реакцій (б) і (в) у багато разів більші від швидкостей процесу (а), оскільки стадії (б) і (в) характеризуються меншою енергією активації. Таким чином, причина збільшення швидкості реакції в присутності каталізатора полягає у зменшенні енергії активації цієї реакції.

У відповідності з цією теорією процес окиснення SO₂ до SO₃ за участю каталізатора – нітроген (ІІ) оксиду можна схематично зобразити таким чином:

SO₂ + О₂ ® SO₃;

А + Б ® АБ.

Реакція протікає повільно. При введенні каталізатора відбувається утворення проміжної сполуки:

NO + О2 ® NO2;	SO2 + NO2 ® SO3 + NO;
К + Б ® КБ;	А + КБ ® АБ + К.

Підчас гетерогенного каталізу peaгуючі речовини i каталізатор утворюють систему з різних фаз. Міжкаталізатором i реагуючими речовинами існує поверхня поділу. Зазвичай, каталізатор – тверда речовина,а реагують між собою речовини – гази або рідини. Поверхня каталізатopa є неоднорідною. На ній є так звані активні центри, на яких в основному i відбуваються каталітичні реакції.

Необоротні та оборотні реакції

Реакції, які відбуваютъся лише в одному напрямку i завершуються повним перетворенням вихідних реагуючих речовин у кінцеві речовини, називаються необоротними.

Більшістъ реакцій є оборотними. Оборотними називаються такі, реакції, які одночасно відбуваються у двох взаємно протилежних напрямках.

У рівняннях оборотних реакцій між лівою та правою частинами ставлять дві стрілки, спрямовані у протилежні боки, наприклад:

N₂ + 3Н₂ 2NH₃, ΔН = -92,4 кДж/моль.

У техніці оборотні реакції невигідні, тому різними методами (зміна температури, тиску тощо) їx роблять практично необоротними, вони відбуваються у прямому напрямку.

Реакції відбуваються у одному напрямку (необоротні) за умов, коли:

– продукти, що утворюються, виходять зі сфери реакції (випадають у осад, виділяються у вигляді газу):

ВаСl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HC1

Na₂CO₃ + 2НСl → 2NaCl + CO₂↑ + H₂O;

– утворюєтъся малодисоційована сполука, наприклад, вода:

НСl + NaOH → NaCl + Н₂О;

– реакція супроводжуєтъся виділенням великої кількocmi енергії, наприклад, горіння магнію;

Mg + 1/2О₂ → MgO; ΔН = - 602,5 кДж/моль.

У piвнянняx необоротних реакцій між лівою і правою частинами ставлять знак piвнocmiабо стрілку.

Хімічна рівновага. Принцип Ле Шательє

Оборотні реакції не доходять до кінця i завершуються встановленням xімічної рівноваги.

Xiмічнy рівновагу можна визначити як такий стан системи реагуючих речовин, за яким швидкості прямої i зворотної реакцій дорівнюють одна одній .

У стані рівноваги пряма та зворотна реакції не припиняються. Тому така рівновага називається рухомою, або динамічною рівновагою.

У стані рівноваги концентрації ycix реагуючих речовин – як вихідних, так i тих, що утворюються, – залишаються чітко сталими.

Концентраціїреагуючих речовин, які встановлюються при хімічній piвновазі, називаються рівноважними. Вони позначаються у квадратних дужках, наприклад, [H₂],[N₂],[NH₃], тоді як нерівноважні концентрації позначають так: с(Н₂), c(N₂), c(NH₃).

Наприклад: СО + NO₂ СО₂↑ + NО,

для прямої реакції = k₁[CO][NO₂];

для оборотної реакції = k₂ [CO₂][NO]. Стан xiмічної рівноваги , тобто

k₁[CO][NO₂] = k₂[CO₂][NO].

Представимо цю piвність у вигляді пропорції:

Величина К називається константою хімічної рівноваги. Вона не залежить від концентрації реагуючих речовин і є сталою за даної температури. Для будь-якої рівноважної системи

mA + nB pC + gD

Це рівняння є математичним виразом закону діючих мас у стані рівноваги.

Для гетерогенних реакцій у виразі константи рівноваги концентрації речовин, які перебувають у твердій фазі, не беруть до уваги, тобто концен-трація твердих речовин дорівнює одиниці.

Величина К залежить від природи реагуючих речовин i від температури, aле не залежить від каталізатора.Присутність каталізатора у системі лише прискорює час встановлення рівноваги.

Напрямок зміщення xімічної piвноваги при зміні концентрації реагуючих речовин, температури i тиску визначається принципом рухомої рівноваги, або принципом Ле Шательє: якщо на систему, яка перебуває у стані рівноваги, чиниться будь-який зовнішній вплив (змінюється концентрація, температура, тиск), то він сприяє перебігу цiєї з двох протилежних реакцій, яка послаблює цей вплив.

При зміні концентрації компонентів рівноважної системи значення константи рівноваги залишається незмінним. Якщо у реакційну cyмішввести надлишок однієї з вихідних речовин, то рівновага зміщується в бік продуктів реакції, тобто праворуч. Аналогічний ефект може бути досягнутий шляхом видалення із системи продуктів реакції. При підвищенні температури у системі посилюється ендотермічний процес. При зниженні температури починають переважати екзотермічні процеси.

Вплив тиску визначається зміною об'єму, що відбувається під час реакції. При збільшенні тиску piвновaгa буде зсуватись у бік утворення меншої кількості речовини (молей) газу, а зменшення тиску зміщує рівно-вагу в бік утворення більшої кількості речовини (молей) газу.

Якщо ж у рівнянні оборотної реакції число молей у лівій частині дорівнює числу молей у правій частині, наприклад, N₂ + О₂ 2NO, тоді зміна тиску не спричинить зміщення xімічної piвноваги.

Слід зазначити, що уci каталізатори однаковою мipoю прискорюють як пряму, так i зворотну реакції, i тому на зміщення рівноваги вони не впливають, а тільки сприяють швидкому її досягненню.

Дата добавления: 2017-02-01