Кинетика

ХимияХимия

Кинетика

Химические реакции проте­кают с различными скоростями. Некоторые из них полностью за­канчиваются за малые доли секунды, другие за минуты, часы, дни. Кроме того, одна и та же реакция может в одних условиях, например, при повышенных температурах, протекать быстро, а в других, — например, при охлаждении, — медленно; при этом различие в скорости одной и той же реакции может быть очень большим.

При рассмотрении вопроса о скорости реакции необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной системе и реакции, протекающие в гетерогенной си­стеме.

Фазой назы­вается часть системы, отделенная от других ее частей поверхно­стью раздела.

Го­могенной называется система, состоящая из одной фазы (если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы):

H2+Cl2=2HCl

Гетеро­генной— система, состоящая из нескольких фаз (если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз, образующих систему):

Fe+2HCl=FeCl2+H2

Реакция протекает только на поверхности металла, потому что толь­ко здесь соприкасаются друг с другом оба реагирующих вещества. В связи с этим скорость гомогенной реакции и скорость гетеро­генной реакции определяются различно

Примером гомогенной системы может служить любая газовая, например, смесь азота с кислородом. Другим примером гомогенной системы может служить раствор нескольких веществ в одном растворителе, например, раствор хло­рида натрия, сульфата магния, азота и кислорода в воде.  В качестве примеров гетерогенных систем можно привести сле­дующие системы: вода со льдом, насыщенный раствор с осадком, уголь и сера в атмосфере воздуха. В последнем случае система состоит из трех фаз: двух твердых и одной газовой.

Скорость гомогенной реакции -называется отношение изменения молярной концентрации реагентов или продуктов реакции к единице времени:

V=∆C⁄∆t=∆n⁄(V∙∆t)

C=n⁄V

n-количество вещества.

Скоростью гетерогенной реакции называется изменение количества веще­ства, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы:

V=∆n⁄(S∙∆t)

К важнейшим факторам, влияющим на скорость реакции, относятся:

1.     природа реагирующих веществ;

2.     их концен­трации;

3.     температура;

4.     присутствие в системе катализаторов;

5.     ско­рость некоторых гетерогенных реакций зависит также от интенсив­ности движения жидкости или газа около поверхности, на которой происходит реакция, площади соприкосновения.

Начнём с самого простого и важного:

Зависимость скорости реакции от концентраций реагирую­щих веществ.

Необходимым условием того, чтобы между частица­ми  исходных веществ произошло химиче­ское взаимодействие, является их столкновение друг с другом. То есть частицы должны сблизиться друг с другом настолько, чтобы атомы одной из них испытывали бы действие электрических полей, создаваемых атомами другой. Поэтому скорость ре­акции пропорциональна числу соударений, которые претерпевают молекулы реагирующих веществ.

Число соударений, в свою очередь, тем больше, чем выше кон­центрация каждого из исходных веществ или, чем больше произведение концентраций реагирующих веществ. Так, скорость реакции:

А + В = Z

пропорциональна произведению концентрации вещества А на кон­центрацию вещества В. Обозначая концентрации веществ А и В соответственно через [А] и [В], можно написать^

v =k∙[А]∙ [В]

 k — коэффициент пропорциональности- кон­станта скорости данной реакции (определяется экспериментально).

Полученное соотношение выражает закон действия масс для химической реакции, протекающей при столкновении двух ча­стиц: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. (К. Гульдберг и П. Вааге в 1867 г).

Логично предположить, что если в реакции учувствуют 3 частицы(Вероятность одновременного столкновения более чем трех ча­стиц крайне мала, уравнения содержащие более 3-ёх частиц – цепные реакции, каждая из которых происходит отдельно и имеет собственную скорость), то закон действующих масс записывается соответственно:

2А + В = U

v =k∙[А]2∙ [В]

A+N + В = W

v =k∙[А]∙ [В]∙[N]

Как видно, в этом случае концентрация каждого из реагирую­щих веществ входит в выражение скорости реакции в степени, рав­ной соответствующему коэффициенту в уравнении реакции.

Величина константы скорости k зависит от природы реагирую­щих веществ, от температуры и от присутствия катализаторов, но не зависит от концентраций веществ.

В гомогенных реакциях:

N2(газ) +3H2(газ)→2NH3(газ)

v =k∙[H2]3∙ [N2]

В гетерогенных реакция в уравнение скорости реакции входит концентрация только газообразного вещества:

2Na(тв.)+H2(газ)→2NaH(тв.)

v =k∙[H2]

В состоянии равновесия, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции выполняется соотношение:

aА + bВ+… = zZ+dD+…

K=([A]a∙[B]b…)([D]d∙[Z]z…)

Для выражения состояния равновесия в реакциях между газообразными веществами часто используют их парциальные давления:

N2(газ) +3H2(газ)→2NH3(газ)


Это интересно:

Зависимость константы равновесия от температуры и давления. Как было указанно в статье про термодинамику, константа равновесия связанна с энергией Гиббса уравнением:


Или


Из этого уравнения видно, что константа равновесия очень чувствительная к повышению/понижению температуры, и почти не чувствительна к изменению давления. Зависимость константы равновесия от энтропийного и энтальпийного факторов показывает её зависимость от природы реагентов.

Зависимость константы равновесия от природы реагентов.

Эту зависимость можно продемонстрировать на простом опыте:

Zn+2HCl=ZnCl2+H2

Sn+2HCl=SnCl2+H2

Водород интенсивнее выделяется в 1ой реакции, так как Zn более активный металл, чем Sn.

Zn+H2SO4=ZnSO4+H2

Zn+2CH3COOH=Zn(CH3COO)2+H2

Водород интенсивнее выделяется в 1ой реакции, так как H2SO4 более сильная кислота, чем CH3COOH.

Вывод: чем активнее вещество, тем активнее оно реагирует. В случае кислот- активность- их сила (способность отдавать протон), в случае металлов- место в ряду напряжения.

Зависимость ско­рости гетерогенных реакций от интенсив­ности движения жидкости или газа около поверхности, на которой происходит реакция, площади соприкосновения.

Эта зависимость также демонстрируется на опыте. Здесь будет показана зависимость от площади соприкосновения; зависимость от скорости движения газа или жидкости у поверхности раздела подчиняется логике.

4Al(тв.) +3O2→2Al2O3

4Al(измельчённый)+3O2→2Al2O3

Al(измельчённый) интенсивнее реагирует с кислородом (столб пламени, если захотите повторить- бросьте немного серебрянки в огонь, но очень осторожно, соблюдая все меры безопасности), чем Al(тв.), он даже не загорается.

Вывод: степень измельчённости влияет на скорость реакции: чем измельчённее вещество, тем больше площадь соприкосновения реагентов, тем выше скорость гетерогенных реакций.

Зависимость скорости реакции от температуры.

Молекулярно-кинетическая теория газов и жидкостей дает возможность подсчитать число соударений между молекулами тех или иных веществ при определенных условиях. Если воспользоваться результатами таких подсчетов, то окажется, что число столкновений между молекулами веществ при обычных условиях столь велико, что все реакции должны протекать прак­тически мгновенно. Однако в действительности далеко не все ре­акции заканчиваются быстро. Это противоречие можно объяснить, если предположить, что не всякое столкновение молекул реаги­рующих веществ приводит к образованию продукта реакции. Для того чтобы произошла реакция, т. е. чтобы образовались новые молекулы, необходимо сначала разорвать или ослабить связи ме­жду атомами в молекулах исходных веществ. На это надо затра­тить определенную энергию. Если сталкивающиеся молекулы не обладают такой энергией, то столкновение будет неэффектив­ным—-не приведет к образованию новой молекулы. Если же кине­тическая энергия сталкивающихся молекул достаточна для ослаб­ления или разрыва связей, то столкновение может привести к пе­рестройке атомов и к образованию молекулы нового вещества.

Энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реакции.

С ростом температуры число активных молекул возрастает. Отсюда следует, что и скорость химической реакции должна уве­личиваться с повышением температуры.

Данная зависимость выражается правилом Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10  скорость реакции увеличивается в 2-4 раза:


V2-конечная скорость реакции;V1-начальная скорость реакции; γ(∆t)⁄10 температурный коэффициент, показывающий, во сколько раз увеличиться скорость, при повышении температуры на 10℃ (степень коэффициента).

Это интересно:

Как было сказано выше, для того, чтобы столкновения молекул приносили пользу они должны обладать энергией активации. Энергия активации различных реакций различна. Ее величина является тем фактором, посредством которого сказывается влия­ние природы реагирующих веществ на скорость реакции. Для не­которых реакций энергия активации мала, для других, наоборот, велика.

Если энергия активации очень мала (меньше 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между ча­стицами реагирующих веществ приводит к реакции. Скорость та­кой реакции велика. Если энергия активации реакции очень велика (больше 120 кДж/моль), то это означает, что лишь очень малая часть столкновений взаимодействующих частиц приводит к про­теканию химической реакции. Скорость подобной реакции очень мала. Если энергия активации реакции не очень мала и не очень велика (40—120 кДж/моль), то такая реакция будет проте­кать не очень быстро и не очень медленно. Скорость такой реак­ции можно измерить.

Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, начинаются с разрыва или с ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ. При этом вещества пере­ходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующее­ся большим запасом энергии. Это состояние называется активи­рованным комплексом. Именно для его образования и необходима энергия активации. Неустойчивый активированный комплекс существует очень короткое время. Он распадается с об­разованием продуктов реакции. В простейшем случае активированный комплекс представляет собою конфигурацию атомов, в которой ослаблены старые связи. Рассмотрим реакцию:


Где в начале исходные реагенты, затем- активированный комплекс, затем- продукты реакции.

Данная энергия, необходимую для перехода веществ в активированный комплекс называют энергией Гиббса активации. Она связанна с энтропией и энтальпией активации уравнением:


Энергию, необходимую для перевода веществ в состояние активированного комплекса называют энтальпией активации- H.Но так же важна и энтропия активации, она зависит от числа и ориентации молекул в момент столкновения.


Есть благоприятные ориентации («а») и неблагоприятные («б» и «в»).

Энергетические уровни в реагирующей системе представлены на схеме ниже. Из нее видно, что в взаимодействие вступают лишь те молекулы, которые обладают необходимой энергией Гиббса активации; высшая точка- состояние, когда молекула настолько сближены и искажены их структуры, что возможно образование продуктов реакции:


Таким образом, энергия Гиббса активации- энергетический барьер, который отделяет реагенты от продуктов. Затраченная на активацию молекул затем выделяется в виде тепла.

Зависимость от присутствия в системе катализатора. Катализ.

Вещества, не расходующиеся в результате проте­кания реакции, но влияющие на ее скорость, называются ка­тализаторами.

Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ называется катализом. Реакции, про­текающие под действием катализаторов, называются катали­тическими.

В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции. В присутствии ката­лизатора реакция проходит через другие промежуточные стадии, чем без него, причем эти стадии энергетически более доступны. Иначе говоря, в присутствии, катализатора возникают другие активированные комплексы, причем для их образования требуется меньше энергии, чем для образования активированных комплексов, возникающих без катализатора. Таким образом, энергия актива­ции реакции понижается; некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для активных столкновений, теперь оказываются активными.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ.

В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор).

В случае гете­рогенного катализа катализатор находится в системе в виде само­стоятельной фазы. При гетерогенном катализе реак­ция протекает на поверхности катализатора, следовательно активность катализатора зависит от вели­чины и свойств его поверхности. Для того чтобы иметь большую («развитую») по­верхность, катализатор должен обладать пористой структурой или находиться в сильно раздробленном (вы­сокодисперсном) состоянии. При практическом применении ката­лизатор обычно наносят на носитель, имеющий пористую струк­туру (пемза, асбест и др.).

В химической промышленности катализаторы применяются весьма широко. Под влиянием катализаторов реакции могут уско­ряться в миллионы раз и более. В некоторых случаях под дей­ствием катализаторов могут возбуждаться такие реакции, которые без них в данных условиях практически не протекают.

Это интересно:

Как уже было сказано: изменение скорости реакции в присутствии катализатора происходит за счёт снижения энергии активации её отдельных стадий. Рассмотрим это более подробно:

A+B=(A…B)=AB

(A…B)-активированный комплекс.

Пусть данная реакция имеет высокую энергию активации и протекает с очень малой скоростью. Пусть есть вещество K (катализатор), которое легко вступает во взаимодействие с A и образуя AK:

A+K=(A…K)=AK

(A…K)-активированный комплекс.

AK легко взаимодействует с B, образуя AB:

AK+B=(AK…B)=AB+K

(AK…B)-активированный комплекс.

AK+B=(AK…B)=AB+K

A+K=(A…K)=AK

Суммируя эти уравнения получаем:

A+B=AB

Всё вышеописанное изображено на графике:


Это интересно:

Иногда роль катализаторов играют свободные радикалы, благодаря чему реакция протекает по цепному механизму (пояснение ниже). Например реакция:

2CO+O2=2CO2

Но если ввести в систему пары воды, то образуются свободные радикалы ∙OH и H∙.

∙OH+CO=CO2+H∙

H∙+O2=∙OH+∙O

CO+∙O=CO2

Таким образом реакция протекает значительно быстрее.

Цепные реакции. Цепные реакции протекают с участием активных центров — атомов, ионов или радикалов (осколков молекул), об­ладающих неспаренными электронами и проявляющих, вследствие этого, очень высокую реакционную активность.

При актах взаимодействия активных центров с молекулами исходных веществ образуются молекулы продукта реакции, а так­же новые активные частицы — новые активные центры, способные к акту взаимодействия. Таким образом, активные центры служат создателями цепей последовательных превращений веществ.

Примером цепной реакции может служить реакция синтеза хлороводорода:

H2(газ)+Cl2(газ) =2HCl

Эта реакция вызывается действием света. Поглощение кванта лучистой энергии λυ молекулой хлора приводит к ее возбужде­нию. Если энергия колебаний превышает энергию связи между атомами, то молекула распадается:

Cl2+λυ=2Cl∙

Образующиеся атомы хлора легко реагируют с молекулами водорода:

Cl∙+H2=HCl+H∙

Атом водорода, в свою очередь, легко реагирует с молекулой хлора:

H∙+Cl2=HCl+Cl∙

Эта последовательность процессов продолжается дальше. Иначе говоря, один поглощенный квант света приводит к образо­ванию множества молекул HCI. Цепь может закончиться при столкновении частиц с стенками сосуда, а также при таком соударении двух активных частиц и одной неактивной, в результате которого активные частицы соединяются в молекулу, а выделяющаяся энергия уносится неактивной частицей. В подобных случаях про­исходит обрыв цепи:

H∙+H∙=H2

Cl∙+Cl∙=Cl2

Cl∙+Cl∙+Z=Cl2+Z∙

Где Z- третья частица.

Таков механизм цепной к неразветвленной реакции: при каждом элементарном взаимодействии один активный центр об­разует кроме молекулы продукта реакции один новый активный центр.

К разветвленным цепным реакциям относится, например, реакция образо­вания воды из простых веществ. Экспериментально установлен и подтвержден расчетами следующий механизм этой реакции:

H2+O2=2∙OH

∙OH+H2=H2 O+H∙

H∙+O2=∙OH+O

O+H2=∙OH+H∙

По цепному механизму протекают такие важные химические реакции, как горение, взрывы, процессы окисления углеводородов (получение спиртов, альдегидов, кетонов, органических кислот) и реакции полимеризации. Поэтому теория цепных реакций служит научной основой ряда важных отраслей техники и химической технологии.

К цепным процессам относятся и ядерные цепные ре­акции, протекающие, например, в атомных реакторах или при взрыве атомной бомбы. Здесь роль активной частицы играет ней­трон, проникновение которого в ядро атома может приводить к его распаду, сопровождающемуся выделением большой энергии и образованием новых свободных нейтронов, продолжающих цепь ядерных превращений.

Это интересно:

Скорость реакции в гетерогенных системах. Гетерогенные реакции имеют большое значение в технике.

Рассматривая гетерогенные реакции, нетрудно заметить, что они тесно связаны с процессами переноса вещества. В самом деле, для того, чтобы реакция, например, горения угля могла протекать, необходимо, чтобы диоксид углерода, образующийся при этой реакции, все время удалялся бы от поверхности угля, а новые количества кислорода подходили бы к ней. Оба процесса (отвод CO2 от поверхности угля и подвод O2к ней) осуществляются пу­тем конвекции (перемещения массы газа или жидкости) и диф­фузии.

Таким образом, в ходе гетерогенной реакции можно выделить по меньшей мере три стадии:

1.     Подвод реагирующего вещества к поверхности;

2.     Химическая реакция на поверхности;

3.     Отвод продукта реакции от поверхности.

При установившемся режиме реакции все три стадии ее про­текают с равными скоростями. При этом во многих случаях энер­гия активации реакции невелика, и вторая стадия (собственно химическая реакция) могла бы протекать очень быстро, если бы подвод реагирующего вещества к поверхности и отвод продукта от нее тоже происходили бы достаточно быстро. Следовательно, скорость таких реакций определяется скоростью переноса веще­ства. Можно ожидать, что при усилении конвекции скорость их будет возрастать. Опыт подтверждает это предположение. Так, реакция горения угля:

C+O2=CO2

химическая стадия которой требует небольшой энергии активации, протекает тем быстрее, чем интенсивнее подается к углю кисло­род (или воздух).

Однако не во всех случаях скорость гетерогенной реакции опре­деляется скоростью переноса вещества. Определяющей стадией реакций, энергия активации которых велика, является вторая стадия — собственно химическая реакция. Естественно, что скорость протекания таких реакций не будет возрастать при усилении пере­мешивания. Например, реакция окисления железа кислородом влажного воздуха не ускоряется при увеличении подачи воздуха к поверхности металла, поскольку здесь энергия активации хими­ческой стадии процесса довольно велика.

Стадия, определяющая скорость протекания реакции, назы­вается лимитирующей стадией. В первом примере лими­тирующей стадией является перенос вещества, во втором — соб­ственно химическая реакция.

Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

Все химические реакции можно разбить на две группы: необра­тимые и обратимые реакции. Необратимые реакции про­текают до конца — до полного израсходования одного из реаги­рующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца: при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расхо­дуется полностью. Это различие связано с тем, что необратимая реакция может протекать только в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном на­правлениях.

Рассмотрим два примера:

1)    Взаимодействие между цинком и концентрированной азотной кислотой протекает:

Zn+4HNO3→Zn(NO3)2+NO2↑+2H2O

При достаточном количестве азотной кислоты реакция закон­чатся только тогда, когда весь цинк растворится. Кроме того, если попытаться провести эту реакцию в обратном направлении — про­пускать диоксид азота через раствор нитрата цинка, то металли­ческого цинка и азотной кислоты не получится — данная реакция не может протекать в обратном направлении. Таким образом, вза­имодействие цинка с азотной кислотой — необратимая реакция.

2)    Синтез аммиака протекает согласно уравнению:

3H2+N2↔2NH3

Если смешать один моль азота с тремя молями водорода, осу­ществить в системе условия, благоприятствующие протеканию реакции, и по истечении достаточного времени произвести анализ газовой смеси, то результаты анализа покажут, что в системе будет присутствовать не только продукт реакции (аммиак), но и исходные вещества (азот и водород). Если теперь в те же условия в качестве исходного вещества поместить не азото-водородную смесь, а аммиак, то можно будет обнаружить, что часть аммиака разложится на азот и водород, причем конечное соотношение ме­жду количествами всех трех веществ будет такое же, как в том случае, когда исходили из смеси азота с водородом. Таким обра­зом, синтез аммиака — обратимая реакция.

В уравнениях обратимых реакций вместо знака равенства можно ставить стрелки; они символизируют протекание реакции как в прямом, так и обратном направлениях.

В обратимых реакциях одновременно появляются продукты реакции, и их кон­центрация возрастает, но вследствие этого начинает идти обратная реакция, при­чем ее скорость постепенно увеличивает­ся. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся оди­наковыми, наступает химическое равновесие. Так, в по­следнем примере устанавливается равновесие между азотом, во­дородом и аммиаком.

Химическое равновесие называют динамическим равнове­сием. Этим подчеркивается, что при равновесии протекают и пря­мая, и обратная реакции, но их скорости одинаковы, вследствие чего изменений в системе не заметно.

Количественной характеристикой химического равновесия слу­жит величина, называемая константой химического равновесия. Рассмотрим ее на примере реакции:

aA+bB↔cC+dD

Система находится в состоянии равновесия:


Значит:


Следовательно:


-константа равновесия данной реакции.


При постоянной температуре константа равно­весия обратимой реакции представляет собой постоянную величи­ну, показывающую то соотношение между концентрациями продук­тов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), кото­рое устанавливается при равновесии.

Уравнение константы равновесия показывает, что в условиях равновесия концентрации всех веществ, участвующих в реакции, связаны между собою. Изменение концентрации любого из этих веществ влечет за собою изменения концентраций всех остальных веществ; в итоге устанавливаются новые концентрации, но соотно­шение между ними вновь отвечает константе равновесия.

Для выражения константы равновесия гетерогенных реакций, так же как и в выражение закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в га­зовой фазе. Например, для реакции:

CO2+C = 2CO

константа равновесия имеет вид:


 Величина константы равновесия зависит от природы реагирую­щих веществ и от температуры. От присутствия катализаторов она не зависит. Как уже сказано, константа равновесия равна отноше­нию констант скорости прямой и обратной реакции. Поскольку катализатор изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакций на одну и ту же величину , то на отношение констант их скорости он не оказывает влияния. Поэтому катали­затор не влияет на величину константы равновесия и, следователь­но, не может ни увеличить, ни снизить выход реакции. Он может лишь ускорить или замедлить наступление равновесия. Это видно на графике:

 


 

Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Если система находится в состоянии равновесия, то она будет пре­бывать в нем до тех пор, пока внешние условия сохраняются по­стоянными. Если же условия изменятся, то система выйдет из равновесия — скорости прямого и обратного процессов изменятся неодинаково — будет протекать реакция. Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия вследствие изменения кон­центрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры.

 

Принцип Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать к кое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

Действительно, при введении в систему одного из веществ (влияет увеличение/уменьшение концентрации только газообразного вещества), уча­ствующих в реакции, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества. При повышении давления оно смещается так, что давление в системе снижается; при повышении температуры рав­новесие смещается в сторону эндотермической реакции — темпера­тура в системе падает (более подробно ниже).

Принцип Ле Шателье распространяется не только на химиче­ские, но и на различные физико-химические равновесия. Смещение равновесия при изменении условий таких процессов, как кипение, кристаллизация, растворение, происходит в соответствии с принци­пом Ле Шателье.

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

Пусть водород, йодоводород и пары йода находятся в равновесии друг с другом при определенных 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 HI, тогда как скорость обрат­ной реакции не изменится. В прямом направлении реакция будет теперь протекать быстрее, чем в обратном. В результате этого кон­центрации водорода и паров йода будут уменьшаться, что повле­чет за собою замедление прямой реакции, а концентрация HI бу­дет возрастать, что вызовет ускорение обратной реакции. Через некоторое время скорости прямой и обратной реакций вновь срав­няются— установится новое равновесие. Но при этом концентра­ция HI будет теперь выше, чем она была до добавления H2, а кон­центрация H2 — ниже.

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

Если при этом происходит увеличение концентраций веществ, стоящих в пра­вой части уравнения, то говорят, что равновесие смещается вправо, т. е. в направлении течения прямой реакции; при обратном изменении концентраций говорят о сме­щении равновесия влево — в направлении обратной реак­ции. В рассмотренном примере равновесие сместилось вправо. При этом то вещество (H2), увеличение концентрации которого вызва­ло нарушение равновесия, вступило в реакцию — его концентрация понизилась.

Таким образом, 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.

2.     Нарушение равновесия вследствие изменения давления (путем уменьшения или увеличения объема системы).

Когда в реакции участвуют газы, равновесие может нарушиться при изменении объема системы. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения объёма газов, т. е. в сто­рону понижения давления, при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания объёма, т. е. в сто­рону увеличения давления:

3H2+N2↔2NH3

При увеличении давления реакция сместиться в сторону образования аммиака; при уменьшении давление- в сторону реагентов.

3.     Нарушение равновесия вследствие изменения температуры.

Равновесие подавляющего большинства химиче­ских 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:

H2+I2=2HI-Q

Значит, при повышении температуры увеличиться выход йодоводорода, при понижении- равновесие сместиться в сторону реагентов.

Физические методы стимулирования химических превращений.

На реакционную способность веществ оказывает влияние: свет, ионизирующее излучение, давление, механическое воздействие, радиолиз, фотолиз, лазерная фотохимия и т.д. Суть их состоит в создании различными способами сверхравновесных концентраций возбужденных или заряженных частиц и радикалов, реакции которых с другими частицами и приводят к тем или иным химическим превращениям.
Автор статьи:
Вернутся к темам