Реферати українською » Химия » Хімічна рівновага


Реферат Хімічна рівновага

Страница 1 из 2 | Следующая страница

Хімічне рівновагу.

Якщо змішати газоподібні водень і кисень, то взаємодія з-поміж них у звичайних обставинах немає. Помітні кількості води (водяної пари) починають надто повільно утворюватися лише приблизно від 400 °З. Подальше нагрівання вихідної суміші настільки прискорює процес сполуки, що від 600 °З реакція протікає з вибухом, т. е. моментально.

Отже, швидкість реакції освіти води з елементів залежить від зовнішніх умов. Для можливості кількісного вивчення цієї залежності необхідно, передусім уточнити самі одиниця виміру. Швидкість хімічної реакції характеризується зміною концентрації реагують речовин (чи продуктів реакції) за одиницю часу.Концентрацию найчастіше висловлюють числом молей в літрі, час — секундами, хвилинами тощо. буд., залежно від швидкості даної реакції.

Під час вивчення будь-якого об'єкта ми завжди, однак, відокремлюємо його від навколишнього простору. Речовина чи суміш речовин, у певному обмеженому обсязі (наприклад, обсягом судини) називають хімічної системою, а окремі що утворюють цю систему речовини звуться її компонентів. Далі передбачається, що розглянута система є газ чи розчин.

Молекули тій чи іншій системи можуть взаємодіяти лише за зіткненнях. Чим частіше відбуватимуться, то швидше піде реакція. Та кількість сутичок насамперед залежить від концентрацій реагують речовин: що вони значніша, тим більше й сутичок. Наочним прикладом,иллюстрирующим вплив концентрації, може бути різко різна енергійність згоряння речовин, у повітрі (близько 20% кисню) й у чистому кисні.

Загальну формулювання впливу концентрації на швидкість хімічної реакції дає закон діючих мас: швидкість хімічної реакції прямо пропорційна твору концентрацій реагують речовин. Так, для реакції А + У = З маємо u =k[A][B], де u — швидкість;k — коефіцієнт пропорційності (константа швидкості); [A] і [B] — концентрації речовин Проте й У. Якщо на взаємодія вступають відразу кількох частинок будь-якого з речовин, його концентрація мусить бути зведено до рівня який з показником, рівним числу частинок, що входить до рівняння реакції. Наприклад, вираз для швидкості реакції за схемою:

2 М2 + Про2 = 2 М2Про буде: u =k [H2]2[>O2].

Близькі до Закону дії мас ідеї були вже у роботахБертолле. Він зміг їх узагальнити і висловити, позаяк у той час незрозуміла була відмінність між концентрацією й загальним кількістю речовини. Через війну поразкиБертолле у полеміці з Прустом, як і це часто буває, разом із неправильним у його ідеях відкинули і правильне. Через це закон дії мас і увійшов до науки порівняно пізно. У розробці брав участь ряд дослідників та сучасна формулювання цього закону складалася поступово.

Закон дії мас то, можливо виведений з урахуванням наступного становища теорії ймовірностей: ймовірність одночасного здійснення незалежних подій дорівнює твору ймовірностей кожного їх. А, щоб сталося хімічне взаємодія, необхідно зіткнення реагують молекул, т. е. одночасне перебування в даної точці простору. Можливість (w) такого перебування для молекули кожного з речовин прямо пропорційна його концентрації, т. е. wA =a[A], wB =b[B] тощо. буд., де a і b — коефіцієнти пропорційності. Звідси загальна кількість сутичок за одиницю часу u = wA·wB =a·b·[A]·[B]... Але успішними,приводящими до хімічної взаємодії, будуть в повному обсязі такі зіткнення, а лише певна їхня частка (a), розмір якої при даних зовнішніх умов залежить від природи реагують речовин. Тому швидкість реакції u =a·u =a·а[A]·b[B] Об'єднуючи все константи до однієї, отримуємо закон дії мас.Числовое значення константи швидкості (>k) висловлює швидкість реакції на той час, коли твір концентрацій реагують речовин одно одиниці.

Можливість здійснення хімічної реакції мусить бути, власне кажучи, тим більшої, ніж менше окремий частинок у ній бере участь. Ця кількість частинок визначаємолекулярность реакції. Так, реакція, яка зводиться досамопроизвольному розпаду однієї молекули, ємономолекулярной, обумовлена зіткненням двох частинок —бимолекулярной, трьох частинок —тримолекулярной тощо. буд.Мономолекулярние реакції порівняно рідкісні. Навпаки,бимолекулярние представляють найбільш частий випадок.Тримолекулярние реакції вже значно рідкісні, атетрамолекулярние практично невідомі.

Насправді жмолекулярность реакції які завжди збігаються з здавалося бмолекулярностью, що з сумарного рівняння реакції. “Емпіричні рівняння процесів стоять приблизно такому ставленні до справжнього перебігу реакцій, як емпіричні формули органічних сполук до конституційним формулам” (М. А. Шилов). Розбіжності між дійсною і здавалося бмолекулярностями можуть відбуватися завжди, коли процес протікає не безпосередньо по сумарному рівнянню реакції, а ще через проміжні стадії. Хід всього процесу визначається цьому випадку його найбільш повільної стадією.

Так, близько 500 °із вимірної швидкістю йде формальнопятимолекулярная реакція:

4HBr +O2 = 2 H2>O + 2Br2.

Тим більше що досвід показує, що вонабимолекулярна. Насправді мають місце такі стадії:

>HBr +O2 =HOOBr повільна стадія

>HOOBr +HBr = 2HOBr швидка

2 (>HOBr +HBr = H2>O +Br2) швидка.

Отже експериментальне визначення ходу реакції у часі дає можливість встановити її справжнюмолекулярность і робити важливі висновки з питання хімізмі досліджуваного процесу. Проте забувати, що “висновок мікроскопічного механізму з макроскопічних даних не буває цілком однозначним, і поза одному й тому ж сумарною картиною можуть приховуватися різні елементарні механізми” (С.З.Рогинский).

Якщо газових сумішах чи розчинах зіштовхнутися можуть будь-які частки, то інакше стан справ при хімічних процесах, які протікають з участю твердого речовини, оскільки у реакцію можуть вступати лише частки поверхні. Тому й нині швидкість процесу залежить у разі немає відобъемной концентрації, як від величини поверхні. Умови для перебігу реакції будуть, отже, тим паче сприятливі, чим сильнішийизмельчено твердий речовина.

Крім концентрацій реагують речовин на швидкість реакції має впливати температура, бо за її підвищенні зростає швидкість руху молекул, у зв'язку з ніж збільшується й кількість сутичок з-поміж них.

Досвід свідчить, що за підвищення температури на кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій збільшується приблизно тричі. Тим більше що, відповідно до кінетичній теорії збільшити кількість сутичок у разі підвищення температури дуже невелике і абсолютно відповідає подібнимускорениям реакцій.

Кількість, характеризує прискорення реакції при нагріванні на 10 град, часто називають її температурним коефіцієнтом швидкості. Для основної маси реакцій значення цих коефіцієнтів при умовах у межах 2-4. Принаймні підвищення температури вони поступово зменшуються, наближаючись до одиниці.

Якщо з середнього значення температурного коефіцієнта швидкості (3), то нагрівання від деякою початковій температури (>tзв) до деякою кінцевої (>tдо) викликає прискорення реакції в 3w раз, де W = (>tдо -tзв)/10. Наприклад, при нагріванні на 100 град вона пришвидшується в 59 тис. раз. Тим більше що число сутичок молекул за одиницю часу росте пропорційно , де Т — абсолютна температура. Якщо нагрівання вироблялося, наприклад, від 0 до 100 °З, то число сутичок зростає лише у : = 1,2 разу.

Це розбіжність теорії та досвіду є, проте, лише гаданим. Справді, хімічна реакція необов'язково має відбуватися при зіткненні частинок реагують речовин — може дуже багато зустрічей, після чого молекули розходяться незмінними. Тільки тоді, коли взаємне розташування частинок в останній момент зіткнення сприятливо для реакції і стикаються молекули досить активні, т. е. які мають великим запасом енергії, вступають у хімічне взаємодія.

Відносне число подібних “успішних” зустрічей насамперед визначається природою самих реагують частинок. Тому, за однаковому загальній кількості сутичок молекул швидкості окремих реакцій можуть бути різні. З іншого боку, у разі підвищення температури як росте загальна кількість сутичок, але різко зростає й частка успішних — тому буде настільки швидким збільшуються швидкості реакцій при нагріванні. Для різних речовин число активних молекул зростає причому у неоднаковою ступеня — звідси розбіжності у прискорень окремих реакцій.

Середня кінетична енергія молекул приблизно дорівнює 0,01 ТкДж/моль, де Т — абсолютна температура. Для звичайних умов вона становить близько 2,5кДж/моль, а тривалість дотику молекул при зіткненнях оцінюється величинами порядку 10-12 з. За настільки короткий час молекули встигають прореагувати лише за наявності особливо сприятливих умов. Проте загальний число сутичок велика, що навіть за одному зіткненні з мільярда (т. е. при a = 10-9)бимолекулярная реакція протікала би, майже миттєво. Слід зазначити, що кількість сутичок молекул в розчині значно більше, ніж у газі з тією ж їх концентрацією.

Важливим умовою можливість здійснення хімічної реакції є підходяще взаємне розташування молекул в останній момент зіткнення. Наприклад, взаємодії молекулН-Н іI-I сприяє їх зближення при паралельностівалентних зв'язків. Відносна можливість появи сприятливого до тієї чи іншого реакції просторового розташування молекул оцінюєтьсястерическим чинником (числове значення входить у величину a). Наприклад, для аналізованої реакції цього чинника близький до 0,1, т. е. сприятливе розташування молекул М2 і I2 виникає у середньому лише за однієї їх зіткненні на щодесять.

Іншою важливою умовою можливість здійснення хімічної реакції є достатня реакційна здатність молекул в останній момент зіткнення. Особливореакционноспособними, активними молекулами може бути найбільш “швидкі”, які мають значної кінетичній енергією. Ними можуть бути і молекуливозбужденние, які мають деякі електрони перебувають не так на нормальному, але в якомусь вищому енергетичному рівні. Нарешті, активними може бути молекули, внутрішню будову яких (відстань між атомними ядрами тощо. буд.) в останній момент зіткнення відрізняється від найбільш стійкого. В усіх випадках надлишкова енергія молекули обумовлює її підвищену хімічну активність.

Енергія необхідна дляактивирования вихідних частинок, називається енергії активації відповідної реакції. На початку реакції витрачається енергія перевести початкових продуктів (М) в активний стан (А) енергія в цілому або частково знову виділяється за переходу до кінцевим продуктам (До). Тому обумовлена різницею енергій початкових і кінцевих продуктів теплота реакції від енергії активації залежною. Разом про те дуже різна у випадках енергія активації є головним чинником, визначальним швидкість реакції: що більше цю енергію, тим менше молекул мають нею при даної певній температурі й то повільніша йде реакція. Зазвичай, процеси з енергіями активації менш 42кДж/моль протікають при звичайних температурах незмірно швидко, і з енергіями активації більш 125кДж/моль — незмірно повільно.

Від величини енергії активації також залежить температурний коефіцієнт швидкості.Значениям його 2, 3 і 4 при звичайній температурах відповідають енергії активації 59, 88 і 117кДж/моль.

З погляду механізму молекулярного взаємодії, енергія активації необхідна для порушення перехідного стану реагує системи. Процес синтезуНI проходить через проміжне освіту “активного комплексу”, у якому вихідні зв'язку (>Н-Н іI-I) вже розслаблені, а кінцеві (>Н-I) не цілком сформовані. Енергія активації аналізованої реакції дорівнює 163кДж/моль.

Якщо вихідні речовини можуть одночасно взаємодіяти друг з одним з двох (або як) різним напрямам, то такі реакції називаються паралельними. У тому числі переважно протікає та, що потребує найменшої енергії активації. Слід сказати, що й невеликі розбіжності у цієї енергії позначаються відносних швидкостях паралельних реакцій дуже.

>Параллельние реакції набули поширення, ніж те здається здавалося б. Лише порівняно деякі хімічні процеси протікають “суто”, т. е. практично цілком за одним визначеному рівнянню. Такі реакції особливо цінні для аналітичної хімії.

Переважна більшість випадків рівняння реакції описує лише основний (т. е. кількісно переважний) процес. Одночасно які відбуваються “побічні” реакції звичайно обумовлюються, проте рахуватися з їхньою можливістю випадає, майже завжди. Стосовно основному процесу є підстави або паралельними (т. е. безпосередньо від цього незалежними), або послідовними (т. е. подальшими реакціями продуктів основного процесу).

Якщо за температурах близько 1000 °З водень і кисень з вибухом з'єднуються, створюючи воду, то, навпаки, при 5000 °З вода з вибухом розпадається на водень і кисень.Обозначая це схематично, маємо:

———при 1000 °>С————

водень + кисень = вода

>——при 5000 °З—————

Вочевидь, що з деяких проміжних температурах мали бути зацікавленими можливі обидві реакції. Це має місце у інтервалі 2000-4000 °З, коли одночасно є і освіту молекул води з водню і кисню, і розпад молекул води на водень і кисень. За цих умов реакція взаємодії водню з киснем стає, отже, помітно оборотного. Взагалі, оборотними називаються реакції, які відбуваються одночасно у обох протилежних напрямах. За умов їх записи замість знака рівності часто користуються протилежно спрямованими стрілками.

2 М2 + Про2 > 2 М2Про

Для швидкостей обох відповідальних такій схемі взаємно протилежних реакцій можна скласти такі висловлювання:

u1 =k1[H2]2[>O2] і u2 =k2[H2>O]2

Якщо u1 > u2, то "за одиницю часу молекул води утворюватися більше, ніж розпадатися. Якщо ж u1 = u2, то число зруйнованих й утворюються за одиницю часу молекул води однаково.

Припустимо, що водяну пару нагріте до 3000 °З. У момент молекул водню і кисню не є і u1 = 0. Навпаки, швидкість u2 велика, оскільки молекул води багато. Наступної хвилини, коли частина їхньої встигла розкластися, швидкість u1 стає помітної, а швидкість u2 кілька зменшується. Принаймні подальшого розкладання води u1 продовжує зростати, u2 — зменшуватися. Нарешті, настає такого моменту, коли обидві швидкості стають рівними.

Якщо йти ні з водяної пари, та якщо з водню і кисню, то аналогічним чином дійшли тим самим результатам. І те в іншому разі за рівність швидкостей обох реакцій встановлюється хімічне рівновагу, зовні що характеризується тим, що концентрації водню, кисню і водяної пари при незмінних умовах залишаються постійними як завгодно довгий час.

З розглянутої випливає, що хімічне рівновагу є рівновагою динамічним; зумовлене не тим, що, дійшовши перед ним, процес припиняється, а тим, що обидві взаємно протилежні реакції протікають з швидкостями. Увесь час відбувається

Страница 1 из 2 | Следующая страница

Схожі реферати:

  • Реферат на тему: Хімія без вибухів
    >УЛЬЯНОВСКИЙ ІНСТИТУТ ПІДВИЩЕННЯ КВАЛІФІКАЦІЮ І >ПЕРЕПОДГОТОВКИ >РАБОТНИКОВ ОСВІТИ ПРОГРАМА >КУРСА
  • Реферат на тему: Хімія білка
    ХІМІЯ >БЕЛКА >Биохимия - це наука про хімічних і фізико-хімічних процесах, які у живих організмах й
  • Реферат на тему: Хімія в пошуках альтернативних джерел енергії
    Федеральне агентство за освітою й науці РФ Омський Державний >Педагогогический Університет Кафедра
  • Реферат на тему: Хімія води і мікробіологія
    Міністерство Освіти України Харківський державний технічний університет будівництва й архітектури
  • Реферат на тему: Хімія гідразину
    Федеральне агентство за освітою Державне освітнє установа вищого професійного освіти «Челябінський

Навігація