А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты.

Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры. 

Е_mах- кинетическая энергия соударения активных молекул. Перестройка активированного комплекса в продукты реакции высвобождает затраченную на его образование энергию вследствие создания новых химических связей.

Теория активированного комплекса объясняет влияние роста температуры на увеличение скорости реакций повышением кинетической энергии всей системы, что способствует преодолению энергетического барьера большим числом молекул.

     Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.

     Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").

---

Методы измерения скорости химической реакции.

Чтобы экспериментально измерить скорость химических реакций необходимо знать начальные концентрации исходных реагирующих веществ и концентрации их в различные моменты времени. Полученные данные представляют в виде графика кинетической кривой (зависимость С от τ)

Уменьшение концентрации НС1 и накопление Н₂ в ходе реакции.

Zn + НС1 = ZnС1₂ + Н₂

В зависимости от способа измерения концентрации вещества методы измерения скорости делят на химические, физические, биохимические так например в выше указанной реакции можно получить данные определения скорости по изменению концентрации НС1 Методом кислотно-основного титрования - химический метод. Или по величине водородного показателя рН с помощью рН- метра можно определить изменение С_НС1- физико-химический метод кроме того количество выделяющегося Н₂ можно определить в л т.е. по объему или по р – физический метод.

К физическим методам относят и спектральные методы, основанные на измерениях спектров поглощения реагентов или продуктов в ультрафиолетовой видимой инфракрасной области.

Химический потенциал.

Химическим потенциалом вещества Х в данной системе называется величина, которая определяется энергией Гиббса, приходящейся на моль этого вещества при заданных условиях:

μ (Х) = G (Х)/n (Х)

где μ (Х)- химический потенциал вещества Х Дж/моль

G (Х)- энергия Гиббса вещества Х в системе . Дж

n (Х)- количество вещества Х в системе, моль.

Если вещество Х содержится в системе в количестве n, то энергия Гиббса этого вещества равна.

G (Х)=n (Х)/ μ (Х)

Если вещество Х находится в растворе, химический потенциал этого вещества зависит от концентрации и природы растворителя. Эта зависимость носит логарифмический характер и имеет следующий вид: μ (Х)= μ⁰(Х) + RTℓn С(Х)

где μ (Х) – химический потенциал вещества Х, дж/моль μ⁰(Х) – стандартный химический потенциал не зависит от концентрации.

Химический потенциал вещества монотонно возрастает с увеличением концентрации этого вещества в системе.

При этом по мере увеличения концентрации скорость возрастания химического потенциала уменьшается.

Как следует из второго начала термодинамики при равновесии ∆G=0 получаем. ∆G_р-я= - RTℓn К_с

К_с обозначено значение П_с при химическом равновесии т.е. в К

---

_с надо брать равновесные концентрации а обозначать [А],[В]. . . , а не произвольные концентрации П_с с(А) . с(В). . . т.е.

К_с = [С]^с[Д]^д/[А]^а[В]^в следовательно поскольку энергия Гиббса реакции ∆G⁰_р-я при стандартных условиях величина постоянная, то и К_с для данной реакции при данных температуре и давлении тоже величина постоянная: К_с =соnst

К_с- называют константой равновесия реакции.

Это выражение есть математическая запись закона действия масс, который формулируется следующим образом. Для обратимой реакции общего вида.

аА + вВ = сС + дД при постоянных внешних условиях в равновесии отношение произведений концентраций продуктов к произведению концентраций реагентов с учетом стехиометрии есть величина постоянная, не зависящая от химического состава системы:

К_с = [С]^с[Д]^д/[А]^а[В]^в=соnst при р,Т = соnst

Энергия Гиббса реакции ∆G_р-я и константа равновесия при данных условиях связаны между собой

∆G_р-я= RTℓn П_с/ К_с

Из этого уравнения следует, что константа равновесия К_с связана со стандартной энергией Гиббса реакции соотношением.

К_с= ℓ^-∆G/RT

Качественную оценку направления изучаемой реакции при заданных концентрациях легко сделать, если известна константа равновесия. Для этого по заданным концентрациям рассчитывают значение П_с и определяют отношение П_с/К_с. Если П_с/К_с<1, реакция идет в прямом направлении т.к. в соответствии с уравнением

∆G_р-я= RTℓn П_с/ К_с энергия Гиббса реакции отрицательна.

Если заданные концентрации реагентов с(А) С(В) и продуктов С(С) С(Д), таковы, что П_с < К_с ( равновесие сдвинуто влево), отношение П_с / К_с<1

ℓn П_с/ К_с<0 и ∆G_р-я< 0

В соответствии со вторым началом термодинамики это означает, что реакция должна идти самопроизвольно в прямом направлении, т.е. вправо.

Если заданные концентрации реагентов и продуктов таковы, что П_с > К_с ( равновесие сдвинуто вправо), отношение П_с / К_с>1

ℓn П_с/ К_с >0 и ∆G_р-я> 0.

В соответствии со вторым началом термодинамики реакция должна идти самопроизвольно в обратном направлении, т.е. влево.

Если при заданных концентрациях реагентов и продуктов П_с = К_с отношение П_с / К_с=1

∆G_р-я= 0 то по второму началу термодинамики имеет место равновесие.

---

27.Константа равновесия К_р - как важнейшая характеристика химического взаимодействия (К_р→∞,К_р→О) Смещение химического равновесия ( влияние температуры, концентрации) направление реакции, если П_с≥К_с как изменится при этом ∆Ğ.

28.Смещение химического равновесия. Принцип Ле- Шателье. Закон Вант-Гоффа (уравнение, выражающее зависимость температуры от энтальпии)

Если система находится в состоянии равновесия, то она будет пребывать в нем до тех пор, пока внешнее условие сохраняются постоянно.

Если условия изменить, то система выйдет из равновесия- скорости прямого и обратного процессов изменятся по-разному.

Наибольшее значение имеет случай нарушения равновесия вследствие изменения

1) концентрации какого либо из веществ, участвующих в равновесии.

2) давление

3) температуры.

Рассмотрим каждый из этих случаев.

1)нарушение равновесия вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции.

Пусть водород, иодоводород и пары иода находятся в равновесии друг с другом при определенной температуре и давлении.

Введем в систему дополнительно некоторое количество водорода. Согласно закону действия масс, увеличение концентрации водорода повлечет за собой увеличение скорости прямой реакции ( реакции синтеза НJ) тогда как υ₂ не изменится.

В прямом направлении реакция будет теперь протекать быстрее, чем в обратном.

В результате этого концентрация Н₂ и J₂ будут уменьшаться, что повлечет за собой замедления скорости прямой реакции, а концентрация иодоводорода будет возрастать, что вызовет ускорение обратной реакции.Через некоторое время υ₁= υ₂

Но при этом концентрация иодоводорода будет выше чем при равновесии до изменения концентрации водорода.

Т.о. в условиях химического равновесия концентрация всех веществ, участвующих в реакции связаны между собой и нельзя изменить ни одной из них без того, чтобы это не повлекло за собой изменение концентрации всех остальных веществ. Эти изменения происходят в разные стороны, но так что соотношение между концентрациями, выражаемой константой равновесия сохраняет постоянное значение данной температуре.

В общем случае для реакции вида аА + вВ = сС + дД

константа равновесия выражается равенством К_р= [С]^с [Д]^д / [А]^а

---

[В]^в

Процесс изменения концентрации вызванный нарушением равновесия, называется смещением или сдвигом равновесия.

Если при этом происходит увеличение концентрации веществ, стоящих в правой части уравнения (и конечно одновременно уменьшение концентраций веществ стоящих слева) то равновесие смещается вправо в направлении течения прямой реакции.

Т.о. при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества;

При уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

1. 
   нарушение равновесия вследствие изменения давления (путем уменьшения или увеличения объема системы).
   

Давление газа есть результат ударов его молекул о стенки сосуда, при прочих равных условиях давление газа тем выше, чем больше молекул заключено в данном объеме газа.

Реакция, протекающая с увеличением числа молекул газа, приводит к возрастанию давления. А реакция протекающая с уменьшением числа молекул газов - к его понижению. Поэтому влияние давления на химическое равновесие можно сформулировать следующим образом:

При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления химическое равновесие смещается в сторону увеличение числа молекул газов т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления химическое равновесие смещается в сторону увеличения числа молекул газов ( в сторону повышения давления).

В том случае, когда реакция протекает без изменения числа молекул газов, равновесие не нарушается при сжатии или расжатии системы. Например, в системе

Н₂ + J₂= 2НJ равновесие не нарушается.

Нарушение равновесия вследствие изменения температуры.

Равновесие большинства химический реакций сдвигается при изменении температуры. Фактором, который определяет направление смещения равновесия, является при этом знак теплового эффекта реакции. Можно показать, что при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.

Так синтез аммиака представляет собой экзотермическую реакцию.

N₂ +Н₂ = 2NН₃ + 92,3к∂ж

При повышении температуры равновесие смещается влево.

Закономерности, которые проявляются в рассмотренных примерах нарушение химического равновесия, представляют собой частные случаи общего принципа, определяющего влияние различных факторов на равновесие системы. Этот принцип, известный под названием принципа Ле Шателье, в применении к химическим равновесиям можно сформулировать так:

---

Смотрите также файлы

• 2Жргізуші Добрый день! Дорогие учителя и ученики! 1жргізуші Бгінгі бізді Роза Баланованы 100 жылдыына орай йымдастырылы отыран Отбасылы таланеттылар.docx

• Таырыбы "Табиат жне біз" Масаты.docx

• Урок 34 Раздел Искусство Кабдолдина А. Б.pptx

• Сценарий сказки Колобок.docx

• Экологические проблемы Дальнего Востока.docx