Что называют порядком кинетического уравнения химической реакции

Физическая химия

Химическая кинетика

Законы химической термодинамики позволяют определить направление и предел протекания возможного при данных условиях химического процесса, а также его энергетический эффект. Однако термодинамика не может ответить на вопросы о том, как осуществляется данный процесс и с какой скоростью. Эти вопросы – механизм и скорость химической реакции – и являются предметом химической кинетики.

1. Скорость химической реакции

Дадим определение основному понятию химической кинетики – скорости химической реакции:

Скорость химической реакции есть число элементарных актов химической реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакций).

Скорость химической реакции есть изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Первое определение является наиболее строгим; из него следует, что скорость химической реакции можно также выражать как изменение во времени любого параметра состояния системы, зависящего от числа частиц какого-либо реагирующего вещества, отнесенное к единице объема или поверхности – электропроводности, оптической плотности, диэлектрической проницаемости и т.д. и т.п. Однако наиболее часто в химии рассматривается зависимость концентрации реагентов от времени. В случае односторонних (необратимых) химических реакций (здесь и далее рассматриваются только односторонние реакции) очевидно, что концентрации исходных веществ во времени постоянно уменьшаются (ΔС_исх 0). Скорость реакции считается положительной, поэтому математически определение средней скорости реакции в интервале времени Δt записывается следующим образом:

В различных интервалах времени средняя скорость химической реакции имеет разные значения; истинная (мгновенная) скорость реакции определяется как производная от концентрации по времени:

Графическое изображение зависимости концентрации реагентов от времени есть кинетическая кривая (рисунок 2.1).

Рис. 2.1 Кинетические кривые для исходных веществ (А) и продуктов реакции (В).

Истинную скорость реакции можно определить графически, проведя касательную к кинетической кривой (рис. 2.2); истинная скорость реакции в данный момент времени равна по абсолютной величине тангенсу угла наклона касательной:

Рис. 2.2 Графическое определение V_ист.

Необходимо отметить, что в том случае, если стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции неодинаковы, величина скорости реакции будет зависеть от того, изменение концентрации какого реагента определялось. Очевидно, что в реакции

концентрации водорода, кислорода и воды изменяются в различной степени:

Скорость химической реакции зависит от множества факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, природы растворителя и т.д.

Одной из задач, стоящих перед химической кинетикой, является определение состава реакционной смеси (т.е. концентраций всех реагентов) в любой момент времени, для чего необходимо знать зависимость скорости реакции от концентраций. В общем случае, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость химической реакции. В основе химической кинетики лежит т. н. основной постулат химической кинетики:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.

Коэффициент пропорциональности k есть константа скорости химической реакции. Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Очевидно, что для того, чтобы записать кинетическое уравнение, необходимо экспериментально определить величину константы скорости и показателей степени при концентрациях реагирующих веществ. Показатель степени при концентрации каждого из реагирующих веществ в кинетическом уравнении химической реакции (в уравнении (II.4) соответственно x, y и z) есть частный порядок реакции по данному компоненту. Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (x + y + z) представляет собой общий порядок реакции. Следует подчеркнуть, что порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и не связан со стехиометрическими коэффициентами при реагентах в уравнении реакции. Стехиометрическое уравнение реакции представляет собой уравнение материального баланса и никоим образом не может определять характера протекания этой реакции во времени.

В химической кинетике принято классифицировать реакции по величине общего порядка реакции. Рассмотрим зависимость концентрации реагирующих веществ от времени для необратимых (односторонних) реакций нулевого, первого и второго порядков.

Источник

Химическая кинетика

Описание

Законы химической термодинамики позволяют определить направление и предел протекания возможного при данных условиях химического процесса, а также его энергетический эффект. Однако термодинамика не может ответить на вопросы о том, как осуществляется данный процесс и с какой скоростью. Эти вопросы – механизм и скорость химической реакции – и являются предметом химической кинетики.

Оглавление

1. Скорость химической реакции

Дадим определение основному понятию химической кинетики – скорости химической реакции:

Скорость химической реакции есть число элементарных актов химической реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакций).

Скорость химической реакции есть изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Первое определение является наиболее строгим; из него следует, что скорость химической реакции можно также выражать как изменение во времени любого параметра состояния системы, зависящего от числа частиц какого-либо реагирующего вещества, отнесенное к единице объема или поверхности – электропроводности, оптической плотности, диэлектрической проницаемости и т.д. и т.п. Однако наиболее часто в химии рассматривается зависимость концентрации реагентов от времени. В случае односторонних (необратимых) химических реакций (здесь и далее рассматриваются только односторонние реакции) очевидно, что концентрации исходных веществ во времени постоянно уменьшаются (ΔС_исх 0). Скорость реакции считается положительной, поэтому математически определение средней скорости реакции в интервале времени Δt записывается следующим образом:

В различных интервалах времени средняя скорость химической реакции имеет разные значения; истинная (мгновенная) скорость реакции определяется как производная от концентрации по времени:

Графическое изображение зависимости концентрации реагентов от времени есть кинетическая кривая (рисунок 2.1).

Рис. 2.1 Кинетические кривые для исходных веществ (А) и продуктов реакции (В).

Истинную скорость реакции можно определить графически, проведя касательную к кинетической кривой (рис. 2.2); истинная скорость реакции в данный момент времени равна по абсолютной величине тангенсу угла наклона касательной:

Рис. 2.2 Графическое определение V_ист.

Необходимо отметить, что в том случае, если стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции неодинаковы, величина скорости реакции будет зависеть от того, изменение концентрации какого реагента определялось. Очевидно, что в реакции

концентрации водорода, кислорода и воды изменяются в различной степени:

Скорость химической реакции зависит от множества факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, природы растворителя и т.д.

Одной из задач, стоящих перед химической кинетикой, является определение состава реакционной смеси (т.е. концентраций всех реагентов) в любой момент времени, для чего необходимо знать зависимость скорости реакции от концентраций. В общем случае, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость химической реакции. В основе химической кинетики лежит т. н. основной постулат химической кинетики:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.

Коэффициент пропорциональности k есть константа скорости химической реакции. Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Очевидно, что для того, чтобы записать кинетическое уравнение, необходимо экспериментально определить величину константы скорости и показателей степени при концентрациях реагирующих веществ. Показатель степени при концентрации каждого из реагирующих веществ в кинетическом уравнении химической реакции (в уравнении (II.4) соответственно x, y и z) есть частный порядок реакции по данному компоненту. Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (x + y + z) представляет собой общий порядок реакции. Следует подчеркнуть, что порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и не связан со стехиометрическими коэффициентами при реагентах в уравнении реакции. Стехиометрическое уравнение реакции представляет собой уравнение материального баланса и никоим образом не может определять характера протекания этой реакции во времени.

В химической кинетике принято классифицировать реакции по величине общего порядка реакции. Рассмотрим зависимость концентрации реагирующих веществ от времени для необратимых (односторонних) реакций нулевого, первого и второго порядков.

1.1. Кинетическое уравнение химической реакции. Порядок реакции

Одной из задач, стоящих перед химической кинетикой, является определение состава реакционной смеси (т.е. концентраций всех реагентов) в любой момент времени, для чего необходимо знать зависимость скорости реакции от концентраций. В общем случае, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость химической реакции. В основе химической кинетики лежит т. н. основной постулат химической кинетики:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.

Коэффициент пропорциональности k есть константа скорости химической реакции. Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Очевидно, что для того, чтобы записать кинетическое уравнение, необходимо экспериментально определить величину константы скорости и показателей степени при концентрациях реагирующих веществ. Показатель степени при концентрации каждого из реагирующих веществ в кинетическом уравнении химической реакции (в уравнении (II.4) соответственно x, y и z) есть частный порядок реакции по данному компоненту. Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (x + y + z) представляет собой общий порядок реакции. Следует подчеркнуть, что порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и не связан со стехиометрическими коэффициентами при реагентах в уравнении реакции. Стехиометрическое уравнение реакции представляет собой уравнение материального баланса и никоим образом не может определять характера протекания этой реакции во времени.

В химической кинетике принято классифицировать реакции по величине общего порядка реакции. Рассмотрим зависимость концентрации реагирующих веществ от времени для необратимых (односторонних) реакций нулевого, первого и второго порядков.

1.2. Реакции нулевого порядка

Для реакций нулевого порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:

Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ; это характерно для многих гетерогенных (идущих на поверхности раздела фаз) реакций в том случае, когда скорость диффузии реагентов к поверхности меньше скорости их химического превращения.

1.3. Реакции первого порядка

Рассмотрим зависимость от времени концентрации исходного вещества А для случая реакции первого порядка А → В. Реакции первого порядка характеризуются кинетическим уравнением вида (II.6). Подставим в него выражение (II.2):

После интегрирования выражения (II.7) получаем:

Константу интегрирования g определим из начальных условий: в момент времени t = 0 концентрация С равна начальной концентрации С_о. Отсюда следует, что g = ln С_о. Получаем:

Рис. 2.3 Зависимость логарифма концентрации от времени для реакций первого порядка.

Т.о., логарифм концентрации для реакции первого порядка линейно зависит от времени (рис. 2.3) и константа скорости численно равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени.

Из уравнения (II.9) легко получить выражение для константы скорости односторонней реакции первого порядка:

Еще одной кинетической характеристикой реакции является период полупревращения t_1/2 – время, за которое концентрация исходного вещества уменьшается вдвое по сравнению с исходной. Выразим t_1/2 для реакции первого порядка, учитывая, что С = ½С_о:

Как видно из полученного выражения, период полупревращения реакции первого порядка не зависит от начальной концентрации исходного вещества.

1.4. Реакции второго порядка

Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:

Рассмотрим простейший случай, когда кинетическое уравнение имеет вид (II.14) или, что то же самое, в уравнении вида (II.15) концентрации исходных веществ одинаковы; уравнение (II.14) в этом случае можно переписать следующим образом:

После разделения переменных и интегрирования получаем:

Постоянную интегрирования g, как и в предыдущем случае, определим из начальных условий. Получим:

Таким образом, для реакций второго порядка, имеющих кинетическое уравнение вида (II.14), характерна линейная зависимость обратной концентрации от времени (рис. 2.4) и константа скорости равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени:

Рис. 2.4 Зависимость обратной концентрации от времени для реакций второго порядка.

Если начальные концентрации реагирующих веществ C_о,А и C_о,В различны, то константу скорости реакции находят интегрированием уравнения (II.21), в котором C_А и C_В – концентрации реагирующих веществ в момент времени t от начала реакции:

В этом случае для константы скорости получаем выражение

Порядок химической реакции есть формально-кинетическое понятие, физический смысл которого для элементарных (одностадийных) реакций заключается в следующем: порядок реакции равен числу одновременно изменяющихся концентраций. В случае элементарных реакций порядок реакции может быть равен сумме коэффициентов в стехиометрическом уравнении реакции; однако в общем случае порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и зависит от условий проведения реакции. Рассмотрим в качестве примера элементарную реакцию гидролиза этилового эфира уксусной кислоты (этилацетата), кинетика которой изучается в лабораторном практикуме по физической химии:

Если проводить эту реакцию при близких концентрациях этилацетата и воды, то общий порядок реакции равен двум и кинетическое уравнение имеет следующий вид:

При проведении этой же реакции в условиях большого избытка одного из реагентов (воды или этилацетата) концентрация вещества, находящегося в избытке, практически не изменяется и может быть включена в константу скорости; кинетическое уравнение для двух возможных случаев принимает следующий вид:

2) Избыток этилацетата:

В этих случаях мы имеем дело с так назывемой реакцией псевдопервого порядка. Проведение реакции при большом избытке одного из исходных веществ используется для определения частных порядков реакции.

1.5. Методы определения порядка реакции

Проведение реакции в условиях, когда концентрация одного из реагентов много меньше концентрации другого (других) и скорость реакции зависит от концентрации только этого реагента, используется для определения частных порядков реакции – это т.н. метод избыточных концентраций или метод изолирования Оствальда. Порядок реакции по данному веществу определяется одним из перечисленных ниже методов.

Графический метод заключается в построении графика зависимости концентрации реагента от времени в различных координатах. Для различных частных порядков эти зависимости имеют следующий вид:

Зависимость концентрации от времени

Если построить графики этих зависимостей на основании опытных данных, то лишь одна из них будет являться прямой линией. Если, например, график, построенный по опытным данным, оказался прямолинейным к координатах lnC = f(t), то частный порядок реакции по данному веществу равен единице.

Метод подбора кинетического уравнения заключается в подстановке экспериментальных данных изучения зависимости концентрации вещества от времени в кинетические уравнения различных порядков. Подставляя в приведённые в таблице уравнения значения концентрации реагента в разные моменты времени, вычисляют значения константы скорости. Частный порядок реакции по данному веществу равен порядку того кинетического уравнения, для которого величина константы скорости остаётся постоянной во времени.

Выражение для константы скорости

Метод определения времени полупревращения заключается в определении t_1/2 для нескольких начальных концентраций. Как видно из приведённых в таблице уравнений, для реакции первого порядка время полупревращения не зависит от C_o, для реакции второго порядка – обратно пропорционально C_o, и для реакции третьего порядка – обратно пропорционально квадрату начальной концентрации.

Источник

Физическая химия

Химическая кинетика

Законы химической термодинамики позволяют определить направление и предел протекания возможного при данных условиях химического процесса, а также его энергетический эффект. Однако термодинамика не может ответить на вопросы о том, как осуществляется данный процесс и с какой скоростью. Эти вопросы – механизм и скорость химической реакции – и являются предметом химической кинетики.

1. Скорость химической реакции

Дадим определение основному понятию химической кинетики – скорости химической реакции:

Скорость химической реакции есть число элементарных актов химической реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакций).

Скорость химической реакции есть изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

Первое определение является наиболее строгим; из него следует, что скорость химической реакции можно также выражать как изменение во времени любого параметра состояния системы, зависящего от числа частиц какого-либо реагирующего вещества, отнесенное к единице объема или поверхности – электропроводности, оптической плотности, диэлектрической проницаемости и т.д. и т.п. Однако наиболее часто в химии рассматривается зависимость концентрации реагентов от времени. В случае односторонних (необратимых) химических реакций (здесь и далее рассматриваются только односторонние реакции) очевидно, что концентрации исходных веществ во времени постоянно уменьшаются (ΔС_исх 0). Скорость реакции считается положительной, поэтому математически определение средней скорости реакции в интервале времени Δt записывается следующим образом:

В различных интервалах времени средняя скорость химической реакции имеет разные значения; истинная (мгновенная) скорость реакции определяется как производная от концентрации по времени:

Графическое изображение зависимости концентрации реагентов от времени есть кинетическая кривая (рисунок 2.1).

Рис. 2.1 Кинетические кривые для исходных веществ (А) и продуктов реакции (В).

Истинную скорость реакции можно определить графически, проведя касательную к кинетической кривой (рис. 2.2); истинная скорость реакции в данный момент времени равна по абсолютной величине тангенсу угла наклона касательной:

Рис. 2.2 Графическое определение V_ист.

Необходимо отметить, что в том случае, если стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции неодинаковы, величина скорости реакции будет зависеть от того, изменение концентрации какого реагента определялось. Очевидно, что в реакции

концентрации водорода, кислорода и воды изменяются в различной степени:

Скорость химической реакции зависит от множества факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, природы растворителя и т.д.

Одной из задач, стоящих перед химической кинетикой, является определение состава реакционной смеси (т.е. концентраций всех реагентов) в любой момент времени, для чего необходимо знать зависимость скорости реакции от концентраций. В общем случае, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость химической реакции. В основе химической кинетики лежит т. н. основной постулат химической кинетики:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в некоторых степенях.

Коэффициент пропорциональности k есть константа скорости химической реакции. Константа скорости численно равна скорости реакции при концентрациях всех реагирующих веществ, равных 1 моль/л.

Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально и называется кинетическим уравнением химической реакции. Очевидно, что для того, чтобы записать кинетическое уравнение, необходимо экспериментально определить величину константы скорости и показателей степени при концентрациях реагирующих веществ. Показатель степени при концентрации каждого из реагирующих веществ в кинетическом уравнении химической реакции (в уравнении (II.4) соответственно x, y и z) есть частный порядок реакции по данному компоненту. Сумма показателей степени в кинетическом уравнении химической реакции (x + y + z) представляет собой общий порядок реакции. Следует подчеркнуть, что порядок реакции определяется только из экспериментальных данных и не связан со стехиометрическими коэффициентами при реагентах в уравнении реакции. Стехиометрическое уравнение реакции представляет собой уравнение материального баланса и никоим образом не может определять характера протекания этой реакции во времени.

В химической кинетике принято классифицировать реакции по величине общего порядка реакции. Рассмотрим зависимость концентрации реагирующих веществ от времени для необратимых (односторонних) реакций нулевого, первого и второго порядков.

Источник

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Химическая кинетика — это раздел химии, изучающий скорости реакций и влияние на них различных факторов.

Скорость каждой конкретной реакции в отсутствие катализатора зависит от концентраций реагентов и от температуры. Скорость гетерогенных реакций, протекающих на межфазной поверхности раздела, зависит также от величины этой поверхности.

Влияние концентраций реагентов на скорость реакций устанавливается законом дейст­вующих масс: при фиксированной температуре скорость реакции пропорциональна произве­дению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

Механизмом реакции называют совокупность стадий химической реакции, в результате которых исходные вещества превращаются в конечные. Реакции могут быть одностадийными и многостадийными. Скорость реакции определяется скоростью самой медленной ее стадии (лимитирующей стадии).

Различают гомогенные и гетерогенные химические реакции. Реакции, протекающие в однофазной (однородной) системе, например, жидкой или газообразной, называются гомогенными. Такие реакции протекают во всем объеме системы. Реакции, протекающие в многофазных системах (состоящих из двух или более фаз, например, газообразной и твердой фазы) называются гетерогенными. Такие реакции протекают только на поверхности раздела фаз. Скорость гетерогенной реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ на единице поверхности в единицу времени.

Молекулярностью реакции называется число частиц, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия. В реальных реакциях молекулярность может быть равна 1, 2, 3. В простых реакциях, протекающих в одну стадию, порядок совпадает с молекулярностью. Закон действующих масс справедлив для простых реакций. В случае сложных реакций, протекающих в несколько стадий, закон применим к любой отдельной реакции, но не к их сумме.

Зависимость скорости реакции от температуры объясняется тем, что, как уже отмечалось, скорость реакции зависит от числа соударений участвующих в реакции частиц (атомов, молекул, ионов). Но не все соударения приводят к химическому взаимодействию. Для того чтобы реакция произошла, частицы должны обладать некоторым избыточным количеством энергии (по сравнению со средней величиной), называемым энергией активации (E_А). Чем выше температура, тем больше частиц имеет энергию, большую или равную E_А. Поэтому скорость реакции увеличивается с повышением температуры. Константа скорости химической реакции определяется числом эффективных столкновений, т.е. числом активных молекул, способных вступить в химическую реакцию. Зависимость константы скорости реакции от температуры и энергии активации выражается уравнением Аррениуса:

,

где k – константа скорости реакции, Z – постоянная, называемая стерическим фактором и зависящая от числа столкновений, приводящих к реакции; е – основание натурального логарифма (е = 2,7183. ); – энергия активации, Дж/моль; R – газовая постоянная (R = 8,314 Дж/К·моль), Т – температура, К.

Химическое равновесие устанавливается в обратимых реакциях — в реакциях, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Если реакция аА + bВ ↔ cC + dD) обратима, это означает, что реагенты А и В способны превращаться в продукты С и D (прямая реакция), а продукты С и D в свою очередь могут, реагируя между собой, вновь образовывать исходные вещества А и В (обратная реакция).

Термодинамическим условием химического равновесия является неизменность энергии Гиббса реакции, т.е. rG = 0, а кинетическим условием равновесия — равенство скоростей прямой (v₁) и обратной (v₂) реакции: v_{1 =} v_2.

Так как в состоянии химического равновесия и прямая, и обратная реакции протекают с одинаковыми скоростями, концентрации реагентов и продуктов во времени не изменяются. Эти не изменяющиеся во времени концентрации называются равновесными. Равновесные концентрации, в отличие от неравновесных, изменяющихся в ходе реакции, принято обозначать особым образом, а именно, формулой вещества, заключённой в квадратные скобки. Например, записи [Н₂], [NН₃] означают, что речь идёт о равновесных концентрациях водорода и аммиака.

При заданной температуре соотношение равновесных концентраций реагентов и продуктов есть величина постоянная и характерная для каждой реакции. Это соотношение количественно характеризуется величиной константы химического равновесия Кс, равной отношению произведения равновесных концентраций продуктов к произведению равновесных концентраций реагентов, возведённых в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам.

Для обратимой реакции аА + bВ ↔ cС + dD выражение Кс имеет вид:

Кс= . Так же как в кинетических уравнениях реакций, в выражениях констант равновесия концентрации веществ в конденсированном состоянии, ввиду их постоянства, не записы­ваются.

Для реакций с участием газов константа химического равновесия может быть выражена не только через равновесные концентрации, но и через равновесные парциальные давления газов. В этом случае символ константы равновесия «К» индексируется не символом концентрации «с», а символом давления «р».

В равновесном состоянии, характеризующимся равенством скоростей прямой и обратной реакции, система может находиться сколь угодно долго, если не происходит изменения условий. При изменении условий равенство скоростей v₁ = v₂ нарушается, одна из двух реакций начинает протекать с большей скоростью. Это выражают, говоря, что в системе происходит смещение (сдвиг) химического равновесия.

Если в результате изменения условий в системе с большей скоростью начинает протекать прямая реакция, т.е. v₁ > v₂ , равновесие смещается в сто­рону прямой реакции — вправо и, наоборот, если скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции, т.е. выполняется условие v₂ > v₁, происходит сдвиг равно­весия в сторону обратной реакции — влево.

Задача 1. Для данной химической реакции напишите кинетическое уравнение и определите теоретический порядок реакции. Рассчитайте, как изменится скорость реакции при указанных изменениях условий протекания реакции: Fe₂O₃(тв) + 3CO(г) → 2Fe(тв) + 3CO₂(г)

Во сколько раз изменится (увеличится или уменьшится) скорость реакции если:

а) увеличить давление в 2 раза;

б) увеличить объем реакционной смеси в 2 раза

в) повысить температуру на 40?С (γ = 2)

г) понизить температуру на 20?С (γ = 2)

Fe₂O₃ (тв) + 3CO(г) → 2Fe (тв) + 3CO₂(г) – реакция гетерогенная (участвуют вещества в различающихся фазовых состояниях).

Кинетическое уравнение: υ₁ = k · с 3 (CO),

Теоретический порядок реакции: 3 (cумма показателей степеней концентраций в кинетическом уравнении называется теоретическим порядком реакции).

Расчет изменения скорости реакции:

а) при увеличении давления в 2 раза: скрость реакции до увеличения давления описывается кинетическим уравнением:

υ₁ = k · с 3 (CO), где с 3 (CO) – начальная (исходная) концентрация оксида углерода (II).

При увеличении давления происходит и увеличение концентрации, т.е. если давление увеличить в 2 раза, то и концентрация увеличится в 2 раза, поэтому кинетическое уравнение реакции после изменения давления имеет следующий вид:

υ₂ = k · (2с) 3 (CO), где (2с) 3 (CO) концентрация оксида углерода (II) после повышения давления в системе в 2 раза.

Изменение скорости реакции ( ) :

= = = 2 3 = 8 – скорость реакции возрастет в 8 раз.

б) при увеличении объема реакционной смеси в 2 раза:

увеличение объема реакционной смеси в 2 раза приведет к уменьшению концентрации газа в 2 раза: υ₁ = k · с 3 (CO), где с 3 (CO) – начальная (исходная) концентрация оксида углерода (II).

υ₂ = k (CO), где (CO) – концентрация оксида углерода (II) после увеличении объема реакционной смеси в 2 раза.

Изменение скорости реакции ( ) :

= = = – скорость реакции уменьшится в 8 раз.

в) повышение температуры на 40°С (γ = 2):

При изменении температуры скорость реакции изменяется по правилу Вант-Гоффа:

= 2 40/10 = 2 4 = 16 – скорость реакции возрастет в 16 раз.

г) понижение температуры на 20°С (γ = 2):

При изменении температуры скорость реакции изменяется по правилу Вант-Гоффа:

Задача 2. 1) Для обратимых реакций

CuO(тв) + CO(г) ↔ Cu(тв) + CO₂(г) + QN₂ (г) + O₂ (г) ↔ 2NO (г) – Q, определите, в какую сторону сместится равновесие реакции, если:

а) увеличить температуру; б) уменьшить температуру

2) Для обратимых реакций:

С(тв) + О₂(г) ↔ СО₂(г), определите, в какую сторону сместится равновесие реакции, если:

а) увеличить давление; б) уменьшить давление

3) Для обратимой реакции:

Fe₂O₃(тв) + 3H₂(г) ↔ 2Fe(тв) + 3H₂O (г), определите, в какую сторону сместится равновесие реакции, если:

а) увеличить концентрацию Н₂;

б) уменьшить концентрацию Н₂;

в) увеличить концентрацию H₂O

г) уменьшить концентрацию H₂O

Направление, в котором смещается химическое равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: если на равновесную систему оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию.

1) Увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (–Q), уменьшение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции (+ Q).

В данном случае:

следовательно:

а) при увеличении температуры равновесие сместится в сторону обратной реакции (в сторону образования реагентов, влево (←)),

б) при уменьшении температуры равновесие сместится в сторону прямой реакции (в сторону образования продуктов, вправо (→)).

В данном случае:

прямая реакция N₂(г) + O₂(г) → 2NO(г) – Q – эндотермическая,

обратная реакция 2NO (г) → N₂(г) + O₂(г) + Q – экзотермическая,

следовательно:

а) при увеличении температуры равновесие сместится в сторону прямой реакции (в сторону образования продуктов, вправо(→))

б) при уменьшении температуры равновесие сместится в сторону обратной реакции (в сторону образования реагентов, влево(←)).

2) Увеличение давления смещает равновесие в сторону той реакции, в которой количество молекул газов уменьшается. Уменьшение давления смещает равновесие в сторону той реакции, в которой количество молекул газов увеличивается.

В системе C₂H₂(г) + 2H₂(г) ↔ C₂H₆(г) прямая реакция (C₂H₂(г) + 2H₂(г) → C₂H₆(г)) протекает с уменьшением количества молекул газов (из трех молекул исходных газов образуется одна молекула конечного продукта), а обратная реакция

(C₂H₆(г) → C₂H₂(г) + 2H₂(г)) – протекает с увеличением числа молекул (из одной молекулы C₂H₆ образуется три новые (одна молекула C₂H₂ и две молекулы H₂ ).

Следовательно:

а) увеличение давления смещает равновесие в сторону прямой реакции (в сторону образования продуктов, вправо(→));

б) уменьшение давления смещает равновесие в сторону обратной реакции (в сторону образования реагентов, влево(←)).

В системе 3S(тв) + H₂О(г) ↔ 2H₂S(г) + SО₂(г) прямая реакция (3S(тв) + H₂О(г) → 2H₂S(г) + SО₂(г)) протекает с увеличением количества молекул газов, а обратная (2H₂S(г) + SО₂(г) → 3S(тв) + H₂О(г)) – протекает с уменьшением молекул газов ( S(сера) – твердое вещество, количества молекул твердых веществ не учитываются).

Следовательно:

а) увеличение давления смещает равновесие в сторону обратной реакции (в сторону образования реагентов, влево (←));

б) уменьшение давления смещает равновесие в сторону прямой реакции (в сторону образования продуктов, вправо (→)).

В системе С(тв) + О₂(г) ↔ СО₂(г) количества молекул газов среди реагентов и среди продуктов равны (одна молекула О₂ и одна молекула СО₂(г)), следовательно изменение давления (увеличение или уменьшение) не повлияет на смещение химического равновесия в данной системе.

а) увеличение давления равновесие не смещает;

б) уменьшение давления равновесие не смещает.

3) а) увеличение концентрации реагентов смещает равновесие в сторону образования продуктов, следовательно:

для данной реакции Fe₂O₃(тв) + 3H₂(г) ↔ 2Fe(тв) + 3H₂O (г) увеличение концентрации реагента Н₂ приведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции (в сторону образования продуктов, вправо (→)).

б) уменьшение концентрации реагентов смещает равновесие в сторону образования реагентов, следовательно:

для данной реакции Fe₂O₃(тв) + 3H₂(г) ↔ 2Fe(тв) + 3H₂O (г) увеличение концентрации реагента Н₂ приведет к смещению равновесия в сторону обратной реакции (в сторону образования реагентов, влево (←));

в) увеличение концентрации продуктов смещает равновесие в сторону образования реагентов, следовательно:

для данной реакции Fe₂O₃(тв) + 3H₂(г) ↔ 2Fe(тв) + 3H₂O (г) увеличение концентрации продукта Н₂О приведет к смещению равновесия в сторону обратной реакции (в сторону образования реагентов, влево (←));

г) уменьшение концентрации продуктов смещает равновесие в сторону образования продуктов, следовательно:

для данной реакции Fe₂O₃(тв) + 3H₂(г) ↔ 2Fe(тв) + 3H₂O (г) уменьшение концентрации продукта Н₂О приведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции (в сторону образования продуктов, вправо (→)).

Задача 3. 1) Для обратимой реакции Fe₂O₃(тв) + 3CO(г) ↔ 2Fe(тв) + 3CO₂(г) рассчитайте константу равновесия, если начальная концентрация СО равна 3 моль/л, к моменту наступления равновесия прореагировало 75% СО.

2) Для обратимой реакции S(тв) + H₂(г) ↔ H₂S(г) рассчитайте равновесные концентрации веществ, если начальная концентрация H₂ равна 3 моль/л, а константа равновесия Кр = 15.

В) Для обратимой реакции 2NH₃(г) ↔ 3H₂(г) + N₂(г) рассчитайте начальную концентрацию NH₃ и константу равновесия данной реакции, если равновесные концентрации веществ равны [NH₃] = 0,4 моль/л, [N₂] = 1,2 моль/л, [Н₂] = 3,6 моль/л.

Для решения данных задач удобно пользоваться таблицей следующего вида:

1) Константа равновесия в гетерогенных реакциях зависит только от концентрации газов, поэтому количества твердых веществ (Fe₂O₃(тв) и Fe(тв)) не учитываются.

В строку начальных концентраций вписываем начальную концентрацию CO – 3 моль/л. Начальная концентрация CO₂ равна нулю (это продукт реакции, которого в момент начала реакции еще не образовалось).

По условию к моменту наступления равновесия прореагировало 75% СО, т.е. 3 моль 0,75 = 2,25 моль.

В результате реакции образовалось 2,25 моль CO₂, т.к. по уравнению реакции количество CO₂ равно количеству CO.

После реакции останется следующие количество CO:

Таким образом, равновесные концентрации будут равны: [CO] = 0,75 моль/л [CO₂] = 2,25 моль/л

Рассчитываем константу химического равновесия (в соответствии с Законом действующих масс: в состоянии химического равновесия при определенной температуре произведение концентраций продуктов реакции в степенях, показатели которых равны соответствующим коэффициентам в стехиометрическом уравнении реакции, деленное на аналогичное произведение концентраций реагентов в соответствующих степенях, представляет собой постоянную величину)

Кр = = =27

2) Составляем таблицу по уравнению реакции:

В гетерогенных реакциях учитываются только концентрации газов.

Начальная концентрация H₂ равна по условию 3 моль/л. Начальная концентрация H₂S равна нулю (это продукт реакции, которого в момент начала реакции еще не образовалось).

Пусть образоваллось х моль H₂. В этом случае концентрация H₂S также будет равна х моль (т.к. по уравнению реакции их соотношение 1:1). Равновесная концентрация H₂ рассчитывается:

С_равн = С_нач – С_{прореаг} = (3 – х) моль, а равновесная концентрация H₂S: С_равн =

Выражение для константы равновесия данной реакции имеет следующий вид:

Кр = , подставляя известные данные, получим уравнение:

15 = , отсюда х = 45-15х;

Таким образом, равновесная концентрация H₂S:

Равновесная концентрация H₂:

3) Составляем таблицу по уравнению реакции:

В строку равновесных концентраций записываем данные в задаче концентрации веществ. Количество прореагировавшего NH₃ можно рассчитать по количеству любого из полученных веществ: например, соотношение NH₃ и N₂ по уравнению реакции составляет 2:1, значит, если после реакции образовалось 1,2 моль N₂, то NH₃ прореагировало в 2 раза больше : n(NH₃) = 2 · 1,2 = 2,4 моль.

Начальная концентрация NH₃ рассчитывается :

Кр = = = 350

Источник