1. Скорость химических реакций и
равновесие
Лекция №3
к.х.н.
Авдонина
Людмила Михайловна
Кафедра общей и неорганической
химии
2. План лекции
• 1.Скорость химической реакции.
• 2.Гомогенные и гетерогенные реакции.
• 3.Факторы,влияющие на скорость
реакции. Закон действующих масс.
• 4.Энергия активации.
• 5. Катализ.
• 6. Обратимые реакции. Принцип Ле
Шателье
3. Химическая кинетика
– изучает скорость и механизм химических
реакций
• Механизм реакций – это совокупность
элементарных стадий, из которых
складывается реакция.
• Элементарная реакция – это реакция,
осуществляемая в одну стадию.
5. Гомогенные
(однородные)
Гетерогенные
(неоднородные)
Все реагенты – в одной
фазе
Состоит из нескольких
фаз (т, ж, г)
Между реагентами нет
поверхности раздела
фаз
Имеются поверхности
раздела фаз
Свойства системы в
каждой точке одинаковы
(меняются непрерывно)
Свойства системы резко
меняются на поверхнос-
ти раздела фаз
Термодинамические системы
6. • Гомогенные - протекают в
объеме фазы
▫ 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)
▫ HCl + NaOH = NaCl + H2O
(в растворе)
• Гетерогенные – протекают
на границе раздела фаз
▫ Fe2O3(к) + 3CO(г) = Fe(к) + 3CO2(г)
Гомогенные и гетерогенные
реакции
7. – это число молей вещества,
превращенных за 1 ед. времени в 1
ед. объема
• моль/л • с – размерность
• моль/м2 • с – размерность скорости
гетерогенной реакции
Исходные вещества – расходуются
Продукты реакции – накапливаются
Скорость гомогенной химической
реакции
8. • Реакция мрамора с соляной кислотой
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O
Если объѐм системы не
меняется, то
или
Что такое скорость реакции?
Измеряем
объем СО2
nco2
tt2t1
n2
n1
12
12
tt
nn
~v
12
12
tt
сс
v
t
с
v
9. A + B = C + D
исходные продукты
V > 0
aA + bB = cC + dD
Скорость гомогенной химической
реакции
dt
dC
t
C
lim
t
C
t
C
v iDA
dt
dC
n
1
v
10. – показывают изменение концентрации
вещества (например, С(A)) от времени t
Кинетические кривые
С Со(А)
D
A
t
C1
C2
t1 t2 t
11. Гомогенных реакций Гетерогенных реакций
Природа реагентов
Концентрация реагентов
Температура
Давление
Катализатор
Величина поверхности
раздела между фазами
Скорость доставки реагентов
к межфазовой поверхности
Факторы, влияющие на скорость
12. Пример:
Природа реагирующих веществ
H2 + F2 = 2HF
со взрывом при комнатной
температуре
H2 + Cl2 = 2HCl
на свету или при нагревании
H2 + Br2 = 2HBr
при температуре 200-300оС
H2 + I2 = 2HI
при температуре 500-700оС
13. Закон действующих масс Гульдберга и Вааге
Скорость элементарной химической реакции в
гомогенной системе прямо пропорциональна
произведению концентраций реагирующих
веществ в степени их стехиометрических
коэффициентов
Зависимость скорости реакции от
концентрации веществ
aA + bB = cC + dD
v = k • Ca
A • Cb
B
k – константа скорости химической реакции
14. v = k
при С(А) = 1 моль/л и С(В) = 1 моль/л
k зависит от природы реагирующих
веществ и температуры.
Для сложной реакции, протекающей в
несколько стадий, закон действующих
масс применим к каждой стадии, но не
применим к реакции в целом
Физический смысл константы
скорости
15. 1. Гомогенная реакция
2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)
v = k (CNO)2 ∙ CO2
2. Гетерогенная реакция
CuO(к) + H2(г) = Cu(к) + H2O(г)
v = k ∙CН2
Примеры
16. Во сколько раз возрастет скорость реакции
2NO + O2 = 2NO2
при увеличении давления в 3 раза?
Задача
17. Правило Вант-Гоффа (эмпирическое)
При повышении температуры на каждые
10о скорость реакции возрастает в 2 - 4
раза
Зависимость от температуры
Пусть скорость реакции при T1 – v1, при T2 – v2:
= 2 ÷ 4 – температурный коэффициент
10
TT
12
12
vv
18. • Химическая реакция происходит только
при столкновении активных молекул,
обладающих необходимой энергией –
энергией активации
• Энергия активации – это та избыточная
энергия (по сравнению со средней величиной),
которой должна обладать молекула в момент
столкновения, чтобы столкновение привело к
химической реакции.
• ЕА кДж/моль – теплота образования 1 моль активных
частиц
Энергия активации
19. H2 + I2 = 2HI
H I H…..I H I
+ → →
H I H…..I H I
переходное состояние –
активированный комплекс
Пример
20. Е1
Е2
Е’
А + В =A…B = АВ
Е1- ср. уровень
энергии молекул
исх. веществ
Е2 – ср. уровень
энергии молекул
продуктов р-ции
Е’– ср.энергия
переходного
cостояния
(Е – Е1) = Еа
Е2 - Е1 = ΔH
Энергетическая диаграмма реакции
Потенциальнаяэнергия
Координата реакции
А+В
Активированный
комплекс А…В
Еа
АВ
ΔH<0
21. • Катализатор – вещество, которое
ускоряет реакцию, но не расходуется в
ходе реакции
• Снижает энергию активации реакции, т.к.
образуется другой активированный комплекс с
участием катализатора
ЕАкат < ЕА
• Ингибитор – вещество, замедляющее
химическую реакцию; повышает
энергию активации
клип
Влияние катализатора
22. Катализатор изменяет
энергию активации
• Катализатор ― Ni, нанесѐнный на Al2O3
• Скорость реакции возрастает в е41 раз
Реакция Eакт, кДж/моль Е*акт, кДж/моль
2NH3 = N2 + 3H2 300 105
24. Химические реакции
Необратимые Обратимые
Протекают в прямом
направлении
Протекают не до конца
До полного
израсходования одного
из реагентов
Ни одно из веществ не
расходуется полностью
Химическое равновесие
25. 1. Необратимая реакция
Zn + 4HNO3(изб) = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
протекает до полного израсходования Zn
2. Обратимая
реакция
vпр
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
vобр
Пример
v
t
vпр
vобр
vпр = vобр
Химическое
равновесие
vпр = vобр
26. 1. Наличие всех реагентов в системе
2. Постоянство концентраций всех
реагентов во времени
3. Возможность подойти к состоянию
равновесия как со стороны прямой, так
и со стороны обратной реакции
Признаки химического равновесия
27. H2 + I2 ⇄ 2HI
vпр = kпрC(H2)•C(I2) vобр = kобр C2(HI)
• В момент равновесия (Т=const)
vпр = vобр
kпр[H2]•[I2] = kобр[HI]2
– константа
равновесия
при T
Константа химического равновесия
][I][H
[HI]
k
k
K
22
2
обр
пр
С(H2) = [H2]
C(I2) = [I2]
C(HI) =[HI]
28. КС и КР
Fe2O3(к) + 3СО(г) ⇄ 2Fe(к) + 3СО2(г)
• В гетерогенных системах константа
равновесия учитывает Р или С только
летучих веществ
RT
M
m
PV CconstRT
V
n
P
)I(P)H(P
)HI(P
K
22
2
P
)CO(P)OFe(P
)CO(P)Fe(P
K 3
32
2
32
P
)CO(P
)CO(P
K 3
2
3
P
29. aA + bB ⇄ cC + dD
в общем виде:
1. К > 1 [C]c • [D]d >> [A]a • [B]b
протекает прямая реакция
выход продуктов С и D велик
2. К < 1 [C]c • [D]d << [A]a • [B]b
протекает обратная реакция
выход продуктов С и D очень мал
3. К ≈ 1 система близка к равновесию
Константа химического равновесия
ba
dc
BA
DC
K
30. 4. Для гетерогенных реакций K учитывает C
и P только летучих веществ
С(т) + СO2(г) ⇄ 2CO(г)
5. K не зависит от присутствия
катализатора
6. Для газофазных реакций можно
использовать парциальные давления
газов
H2(г)+ I2(г) ⇄ 2HI(г)
Константа химического равновесия
][CO
[CO]
K
2
2
С
)p(l)p(H
(Hl)p
K
22
2
P
31. Если на систему, находящуюся в равновесии,
оказать какое-либо воздействие (изменить С, Т,
Р), то равновесие сместится в сторону
процесса, ослабляющего это воздействие
Смещение равновесия.
Принцип Ле-Шателье
Пример 1 H2 + I2 ⇄ 2HI vпр = vобр
Введем в систему HI. vобр увеличится:
voбр > vпр
Равновесие сместится влево ←
32. Пример 2
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 T = const
v1пр = kпр· p(N2)· p3(H2)
v1обр= k обр· p2(NH3)
Пусть давление в системе увеличится в 2
раза: 2p(N2), 2p(H2), 2p(NH3)
v2пр = kпр· {2p(N2)}· {2p(H2)}3 = 16 v1пр
v2обр = kобр· {2p(NH3)}2 = 4 v1обр
Равновесие сместится вправо →
33. Пример 3
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 ΔHреакц = - 92 кДЖ
прямая реакция ЭКЗОтермическая
При ↑ Т равновесие сместится в сторону
ЭНДОтермической реакции, т.е. влево ←
Пример 4
2NO2 ⇄ N2O4 ΔH реакц = - 84 кДж
бурый бесцветный
↑Т ← интенсивность окраски растет
↓Т → интенсивность окраски уменьшается
клип
34. Задача Определите [N2], [H2] и [NH3], если
исходные концентрации N2 и H2 равны 10
и 30 моль/л соответственно, а выход
реакции составляет 25%.
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
N2 H2 NH3
Исходные конц.
Сисх, моль/л
10 30 0
Прореагировало /
образовалось 2,5 7,5 5
Равновесные конц.
[ ] 7,5 22,5 5
