Файл: КР ТИ_КИ.doc

.

4.2.3. Температура

Скорость химической реакции зависит от температуры. По эмпирическому правилу Вант-Гоффа:

при повышении температуры на 10^о скорость большинства химических реакций возрастает в 2-4 раза.

Математически эта зависимость выражается соотношением:

,

где  скорости реакций при температурах t₁ и t₂;

γ  температурный коэффициент скорости, равный 2  4;

число десятков градусов.

В соответствии с определением скорость реакции обратно пропорциональна времени реакции, следовательно:

,

где и- время протекания реакции при температурахи.

Пример 4. Реакция при температуре 50⁰С протекает за 2мин 15с. За сколько времени закончится эта реакция при температуре 70⁰С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

Решение.

В соответствии с правилом Вант-Гоффа определяем возрастание скорости:

,

т.е., скорость увеличится в 9 раз.

По определению скорость реакции обратно пропорциональна времени реакции, следовательно:

, где и- время протекания реакции при температурахи.

Отсюда:

.

4.3. Химическое равновесие

Реакции, которые протекают в одном направлении до конца, называются необратимыми. Большинство реакций являются обратимыми, т.е. они протекают в противоположных направлениях и не идут до конца.

Например: H₂ + J₂  2 HJ.

В ходе реакции устанавливается подвижное равновесие, при котором скорости прямого (образования HJ) и обратного (распада HJ) процессов равны.

Химическое равновесие – это такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости противоположных реакций равны, т.е. .

Для вышеприведенной реакции

и , где

к₁ – константа скорости прямой реакции,

к₂– константа скорости обратной реакции,

[J₂], [H₂], [HJ] – равновесные концентрации веществ (моль/л).

При равновесии . Отсюда

Разделяя переменные, получаем

,

где К – константа химического равновесия.

Константа равновесия К равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций, отношению произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ в степени их стехиометрических коэффициентов. Она показывает во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции, если концентрация каждого из реагирующих веществ равна 1 моль/л. В этом физический смысл К.

В общем виде для обратимой реакции

aA + bB  qQ + dD

константа равновесия выразится уравнением:

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентраций. Действительно, если, например, увеличить [D], то должна уменьшиться [Q] и увеличиться [A] и [B], т.е. это приведет к смещению равновесия влево. Установится новое равновесие. Новые равновесные концентрации будут иметь другие числовые значения, однако отношение произведения их, возведенных в соответствующие степени, будет величиной постоянной. Отсюда, полученное соотношение есть уравнение закона действующих масс в общем виде.

Пример 5. В системе N₂+3H₂  2NH₃

равновесие установилось при следующих концентрациях (моль/л): Н₂ = 1,8, N₂ = 2,5, NH₃ = 3,6. Рассчитайте константу равновесия этой реакции и исходные концентрации Н₂ и N₂.

Решение. Находим К:

=

Из уравнения видно, что на образование 2 молей NH₃ расходуется 1 моль N₂, а на образование 3,6 молей NH₃ потребуется 3,6/2 =1,8 моля N₂. Учитывая равновесную концентрацию азота, находим его исходную концентрацию.

С_исх (N₂) = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/дм³

Аналогично находим изменение концентрации Н₂.

3,6 3/2 = 5,4 моля Н₂

С_исх(Н₂) =1,8 + 5,4 = 7,2 моль/дм³

Пример 6. В замкнутом сосуде установилось равновесие

2NO₂2NO +O₂

Равновесная концентрация NO равна 0,24 моль/л. Определите исходную концентрацию NO₂, если константа равновесия равна К= 2,05.

Решение.

Из уравнения реакции видно, что равновесная концентрация О₂ будет в 2 раза меньше концентрации NO₂, т.е. 0,24/2=0,12 моль/л.

Зная К находим равновесную концентрацию NO₂.

, отсюда

NO₂ = = =0,058 (моль/л).

Так как из 2 молей NO₂ получается 2 моль NO, следовательно, изменение концентрации NO₂ будет равно 0,24 моль/л. Отсюда, зная равновесную концентрацию NO₂ и его изменение, находим исходную концентрацию NO_2.

С _исх NO₂ = 0,058 + 0,24 = 0,298 (моль/л).

4.3.1 Принцип Ле-Шателье

Смещение равновесия в зависимости от изменения концентрации реагирующих веществ, температуры, давления (в случае газообразных веществ) в общем виде определяется принципом Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производится какое-либо внешнее воздействие, то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие.

Поясним это на примере синтеза аммиака:

N₂ + 3H₂  2NH₃; H =  46 кДж/моль.

а) Влияние концентрации.

При увеличении концентрации азота или водорода усиливается реакция, вызывающая уменьшение концентрации этих веществ, и, следовательно, равновесие сместится вправо в сторону прямой реакции. Соответственно, увеличение концентрации аммиака смещает равновесие влево, в сторону обратной реакции. Это легко выводится из константы равновесия данной реакции:

К =

б) Влияние температуры

Поскольку прямая реакция протекает с выделением теплоты (реакция экзотермическая), повышение температуры благоприятствует протеканию реакции с поглощением тепла и равновесие сместится влево, в сторону обратной реакции, т.к. обратная реакция является эндотермической. Понижение температуры вызовет смещение равновесия вправо, в сторону прямой реакции.

в) Влияние давления

Чтобы определить влияние давления на смещение равновесия, необходимо подсчитать число молекул в левой и правой частях уравнения. В рассмотренном примере в левой части уравнения содержится четыре молекулы, а в правой две молекулы. Поскольку увеличение давления должно благоприятствовать процессу, ведущему к уменьшению числа молекул, то в данном случае равновесие сместится вправо, в сторону прямой реакции. Очевидно, уменьшение давления сместит равновесие влево. Если же в уравнении обратимой реакции число молекул в левой части равно числу молекул в правой части, например:

N₂ + O₂  2NO, то

изменение давления не вызывает смещения химического равновесия.

Следует заметить, что все катализаторы одинаково ускоряют как прямую, так и обратную реакции и поэтому на смещение равновесия влияния не оказывают, а только способствуют более быстрому его достижению.