РЕАКЦИИ В ХИМИЧЕСКОМ ПРОИЗВОДСТВЕ

РЕАКЦИИ В ХИМИЧЕСКОМ ПРОИЗВОДСТВЕ (для реального профиля) 4.1. Законом ерности протекания хим ических реакций___________ После изучения этого параграфа вы будете способны: • выводить понятие теплового эффекта химической реакции; • записывать термохимические уравнения и выполнять расчеты на их основе; • давать определение понятиям гомогенная система, гетерогенная система; • давать определение понятию скорость химической реакции (СХР); • выводить математическое выражение для СХР; • объяснять влияние различных факторов на СХР; • давать определение и объяснять обратимые и необратимые процессы, химическое равновесие; • объяснять условия смещения химического равновесия и применять их на практике; • объяснять понятия катализ и катализатор; • демонстрировать применение катализа в химии и в жизни; • выполнять химический эксперимент. УУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУУ 4.1.1. Классификация химических реакций Химические свойства веществ проявляются в химических реакциях. Химическая реакция в общем виде может быть представлена следующим образом: аА + ЬБ = сС + &Б, где вещества А и В, вступающие в реакцию, называются реагентами (или исходными веществами), а вещества С и Б, образовавшиеся в результате реакции - продуктами реакции (или конечными продуктами). Параметры а, Ь, с, & в уравнении реакции называются стехиометрическими коэффициентами. Классификация химических реакций по различным критериям представлена в таблице 4.1. Таблица 4.1. Классификация химических реакций Критерий классификации Типы химических реакций Примеры 1. Число и состав а) соединения а) 22п + 0 2 = 22п0 исходных веществ и б) разложения б) СаС03 = СаО + С02! продуктов реакции в) замещения в) 2п + 2НС1 = 2 С!2 + Н2! г) обмена г) ЫаОН + НС1 = №С1 + Н20 2. Тепловой эффект а) экзотермические (с выделением тепла, света) а) С0 + Н20 ^ С02 + Н2 + 0 б) эндотермические (с поглощением тепла, света) б) N20 4 т± 2Ы02 - 0 Окончание таблицы 4.1. 79 Критерий классификации Типы химических реакций Примеры 3. Изменение а) окислительно-восстановитель0 0 +2 -2 а) 22п + 02 = 22п0 степени окисления ные +2 -2 +1 +2 -2 +1 -2 б) без изменения степени окисле- б) Си(0Н)2 = Си0 + Н20 ния 4. Направление а) обратимые а) Н20 + С02 ^ Н2С03 протекания реакции б) необратимые б) 2А1 + 6Н20 = 2А1(0Н)3 1 + 3Н2 ! 5. Участие катализатора а) каталитические б) некаталитические [Ре] а) N + 3Н2 2ЫН3 б) 22 п + 02 = 22п0 6. Агрегатное состояние веществ а) гомогенные а) 2И0 (Г) + 02(г) 2 345№ 2(Г) б) гетерогенные б) Ре0(тв) + С0(г) Ре(тв) + С02(г) ОЦЕНИВАНИЕ 1. Укажите реагенты и продукты реакций: а) 3КОН + Н3Р04 = К3Р04 + 3Н20 б) СаС03 = СаО + С02 - ^ 2. Укажите тип каждой из приведенных реакций: а) СаС12 + Н2504 = Са504 + 2НС1 б) Мд2С03(0Н)2 = 2Мд0 + С02 + Н20 в) Ре + Си504 = Ре504 + Си г) РС15 ^ РС13 + С12 - ^ д) 2С0 + 02 ^ 2С02 + ^ 3. Напишите и уравняйте реакции обмена: а) гидроксид калия + серная кислота ^ сульфат калия + вода; б) ортофосфат натрия + нитрат серебра ^ ортофосфат серебра + нитрат натрия; в) сульфит калия + азотная кислота ^ нитрат калия + оксид серы (IV) + вода. 4. Для данных схем установите степени окисления элементов, укажите окислитель и восстановитель, процессы окисления и восстановления, расставьте коэффициенты методом электронного баланса и напишите уравнения реакций. а) НС1 + Сг03 ^ С12 + СгС13 + Н20 б) Ре + КЫ03 + К0Н ^ КРе02 + 1\12 + Н20 в) КС103 + К0Н + Мп02 ^ К2Мп04 + Н20 + КС1 5. Пользуясь ключевыми словами «окисляться», «присоединение», «принимать», «отдача», «восстанавливаться», «терять», заполните пропуски в приведенных фразах так, чтобы они были верны с точки зрения химии. а) окисление - это процесс ... электронов; б) восстановление - это процесс ... электронов; в) окислитель - это вещество, которое ... электроны; г) восстановитель - это вещество, которое . электроны; д) в химических реакциях окислитель . , а восстановитель . . 4 80 » Работа в группе 6. Пользуясь таб. 4.1, приведите примеры химических реакций из курса органической химии. Напишите уравнения соответствующих реакций. 4.1.2. Реакции экзо- и эндотермические. Тепловые эффекты химических реакций Химические реакции зачастую сопровождаются поглощением или выделением тепла или света. Реакции, сопровождаемые выделением тепла или света, называются экзотермическими (экзо - «наружу»). Реакции, сопровождаемые поглощением тепла или света, называются эндотермическими (эндо - «вовнутрь»). Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в химической реакции, называется тепловым эффектом химической реакции. 2Н2 + 02 + мало энергии 2Н20 + много энергии Рис 4.1. Вспышка - результат экзотермической реакции. Тепловой эфф ект реакции ^ измеряется в кДж и записывается в правой части уравнения реакции со знаком «+», если теплота выделяется, и со знаком «-», если теплота поглощается. Например: экзотермическая реакция: СН4(г) + 202(г) = С02(г) + 2Н20(Ж) + О эндотермическая реакция: СаСОз(Т) = СаО(Т) + С02(г) — О Уравнение реакции, в котором указан тепловой эффект, называется термохимическим уравнением. ! По термохимическим уравнениям можно производить различные расчеты, используя соотношения между количеством теплоты, участвующим в реакции, и количеством вещества всех участников процесса. В хим ических уравнениях коэффициенты представляют собой количество вещества, а в термохимических уравнениях допускаются дробные коэффициенты. Например, уравнение реакции 2Н2(г) + 0 2(г) = 2Н20 (ж) + 571 ,6 кДж термохимическое уравнение показывает, что при присоединении водорода количеством вещества 2 моль к кислороду количеством вещества 1 моль выделяется 571,6 кД ж теплоты . Следующее уравнение Н2(г) + -2- 02(г) = Н20(Ж) + 285,8 кДж показывает, что при соединении водорода количеством вещества 1 моль с кислородом количеством вещества 0,5 моль образуется вода количеством вещества 1 моль и выделяется 285,8 кДж теплоты, т. е. в два раза меньше, чем в первой реакции. Рассмотрим способы решения задач на основе термохимических уравнений. I. Вычисление количества теплоты по количеству вещества, участвующего в реакции Пример 1. Рассчитайте количество теплоты, выделяемой при сгорании водорода количес твом вещества 4 моль по термохимическому уравнению: 81 4 моль ^ 2Н2(г) + 0 2(г) = 2Н20(Ж) + 571 ,6 кДЖ 2 моль Дано: у(Ы 2) = 4 моль О - ? Решение: Логическая схема: По уравнению: 2 моль Н 2 - выделяется 571,6 кДж теплоты. По условию: 4 моль Н 2 - выделяется ^ кДж теплоты. О 4 моль • 571,6 кДж 2 моль Ответ: выделяется 1143,2 кДж теплоты. = 1143,2 кДж II. вычисление количества теплоты по известному объему газа и тепловому эффекту химической реакции Пример 2. Рассчитайте количество теплоты, выделяемой при сгорании ацетилена объемом 896 л (н. у.) по термохимическому уравнению: 896 л ^ 2С2Н2(г) + 502(г) —— 4С02(г) + 2Н20(г) + 2600 кДж 2 моль 2 22,4 л ___ Выполните! Сравните различные способы решения задач. Дано: л>(С2 Н 2) = 896 л О 7 ? Решение: Первый способ: Логическая схема: По уравнению: 44,8 л С 2Н 2 - выделяется 2600 кДж теплоты. По условию: 896 л С 2Н 2 - выделяется ^ кДж теплоты. О = 896 л • 2600 кДж 44,8 л = 52000 кДж Второй способ: 1) ^С2Н2) = ----- 22, 896 л 4 л/моль = 40 моль 40 моль ^ 2) 2С2Н2(г) + 502(г) —— 4С02(г) + 2Н20(г) + 2600 кДж 2 моль о = 40 моль • 2600 кДж 2 моль = 52000 кДж В этой реакции выделяется большое количество тепла, что находит применение при сварке и резке металлов. Ответ: выделяется 52000 кДж теплоты. 4 82 III. Вычисление количества вещества, массы или объема реагирующего вещества или продукта реакции по известному количеству теплоты Выполните! Какие расчеты можно выполнить по известной величине теплового эффекта? Составьте и решите задачу. Пример 3. По термохимическому уравнению рассчитайте массу м агния, если известно, что при сгорании его навески выделяется 76,45 кД ж тепла. т 76,45 кД ж 2Мд + О2 = 2МдО + 1223,2 кДж 2 моль 2 2 4 г Дано: 0_ = 76,45 к Дж т (М д ) - ? Решение: 48 г ■ 76,45 кДж т(Мд) = --------------------- 1223,2 кДж Ответ: т (М д) = 3 г. = 3 г IV. вычисление теплового эффекта реакции по количеству вещества (массе, объему) и количеству теплоты Пример 4. Рассчитайте тепловой эфф ект реакции горения магния в кислороде, если известно, что при образовании оксида магния массой 40 г, выделяется 611,6 кДж теплоты. Термохимическое уравнение реакции: Дан о: (Мд) = 40 г ^ 1 = 611,6 кДж 0 - ? 40 г 611,6 кД ж 2Мд + О2 = 2МдО + О 2 моль 2 40 г Решение: Первый способ: Логическая схема: По уравнению: 80 г М дО - выделяется ^ кДж По условию: 40 г М дО ... 611,6 кДж ^ = 6Л .6 кДж - 80 г = 122з 2 кд « 40 г Термохимическое уравнение реакции: 2Мд + О2 = 2МдО + 1223,2 кДж Второй способ: 40 г 1) у(МдО) = -------------= 1 моль 40 г/моль 1 моль 611,6 кД ж 2) 2Мд + О2 = 2МдО + О 2 моль О = 611,6 кДж ■ 2 моль = 1223,2 кДж 1 моль Ответ: тепловой эфф ект реакции ^ = 1223,2 кДж. ОЦЕНИВАНИЕ 1. Выберите верные утверждения: реакция может быть экзотермической, если: а) на разрыв химических связей в исходных веществах затрачено меньше энергии, чем ее выделится при образовании продуктов реакции; б) является реакцией обмена; в) является реакцией разложения; г) является реакцией нейтрализации. 2. Выберите экзотермические реакции: а) получение оксида азота (II) из азота и кислорода; б) реакция нейтрализации; в) разложение карбонатов при прокаливании; г) получение аммиака из простых веществ. 3. По термохимическому уравнению реакции горения водорода 2Н2(Г) + 0 2(г) = 2Н20(г) + 483,2 кДж вычислите количество теплоты, выделяемой при образовании воды массой 180г. 4. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения метана, если известно, что при сгорании его объемом 100 л (н. у.) выделяется 3582 кДж теплоты. 5. Вычислите тепловой эффект реакции и составьте термохимическое уравнение, если известно, что на разложение карбоната кальция массой 50 г требуется 90 кДж теплоты. 6. Вычислите тепловой эффект реакции образования оксида алюминия из простых веществ, если известно, что при окислении алюминия массой 27 г выделяется 838 кДж теплоты. 7. Составьте термохимическое уравнение реакции и вычислите количество теплоты, выделяемой при сгорании угля массой 24 г, если известно, что тепловой эффект реакции равен 394 кДж. Работа в группе 8. Установите соответствие между выражениями из столбцов А, Б и уравнениями реакций в столбце В. I. Экзотермическая реакция II. Эндотермическая реакция (1) Выделение тепла (2) Поглощение тепла а) СаС03 = СаО + С 02 - О б) 2Н2 + 0 2 = 2Н20 + О в) № 0Н + НС1 = №С1 + Н20 + О г) Ы2 + 0 2 ^ 2Ы0 - О 83 4.1.3. Скорость химических реакций. Гомо- и гетерогенные системы Химические реакции протекают: - в гомогенной (однородной) среде, например, реакция между газами : 2ЫО(г) + °2( г) 2Ы02(г) , или между веществами, находящимися в растворах: ЗК°Н(р-р) + НзР°4(р-р) = КзР°4(р.р) + 3Н2°(ж); - в гетерогенной среде (между веществами, находящимся в разны х агрегатных состояниях), например между газообразным и твердым (кристаллическим) веществами: С(т) + С °2 (г) 2С° (г) Гомогенные реакции идут во всем объеме реагентов, в то время как гетерогенные - протекают лиш ь на поверхности соприкосновения реагентов. Скорость химической реакции определяется изменением молярной концентрации исходного вещества или продукта реакции за единицу времени. Для определения скорости реакции выбирают вещество, изменение концентрации которого будут экспериментально измерять. Измеряют концентрацию вещества через определенные промежутки времени и устанавливают зависимость «молярная концентрация С - время I» (рис. 4.2). ? ^Ключевые понятия • Скорость реакции • Факторы, влияющие на скорость реакции • Природа веществ • Концентрация веществ • Температура • Давление • Закон действующих масс Гомогенные системы состоят из компонентов, находящихся в одинаковых агрегатных состояниях, раздробленных до молекул или ионов и равномерно распределенных между собой. Гетерогенные системы состоят из двух и более компонентов, разделенных поверхностью соприкосновения. 4 84 С(х) = -----— -----; (моль/л) У(смеси) Как можно увидеть на рис. 4.2, концентрация исходных веществ уменьшается и разница С 2 - С 1 является величиной отрицательной. Т. к. скорость не может быть отрицательной величиной, перед математическим выражением ставится знак минус «-»; С-2 — С-- (1) ^гомог. = ± Т 7 (1) 12 - 11 ^гомог. = ± АСД1 Ду = ± --------- ДV • А1 (2) (3) Скорость гетерогенной реакции определяется количеством вещества, вступившего в реакцию на единице поверхности раздела фаз (5) в единицу времени. ^гетер. ± ЗД1 (4) Значение скорости реакции, опреденное таким образом, является средним. Чаще в кинетике используют значение мгновенной скорости реакции, т. е. скорости в данный момент времени. 4.1.4. Факторы, влияющие на скорость химической реакции Скорость химической реакции зависит от следующих факторов: - природы реагирующих веществ; - степени измельчения (для гетерогенных - концентрации реагирующих веществ; систем); - температуры; - присутствия катализатора. - давления (для газов); Рассмотрим более детально влияние каждого фактора на скорость реакции. Влияние природы реагирующ их веществ. Зависимость скорости химической реакции от природы реагирую щ их веществ можно продемонстрировать на примере реакции ржавления железа, которая протекает очень медленно и реакции взрыва пороха, которая происходит очень быстро. _ В ы п о л н и те! Приведите другие примеры химических реакций, с помощью которых можно продемонстрировать влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции. Влияние концентрации реагирующ их веществ. Для протекания химической реакции молекулы должны сто лкнуться. Чем выше концентрация реагирую щ их веществ, тем больше количество столкновений между молекулами, а следовательно, тем выше скорость реакции. Для реакции, записанной в общем виде: аА + ЬВ = сЮ + ГР (5) закон действующих масс (ЗДМ) для скорости химической реакции имеет выражение: и = кСа(А) ■ СЬ(В) (6) Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятым в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам. Коэффициент пропорциональности к - константа скорости реакции, которая не зависит от концентрации реагирующих веществ. Она зависит от природы реагирую щих веществ и температуры системы. Уравнение (6) называется кинетическим уравнением реакции. Показатели степени при концентрациях веществ равны коэффициентам из уравнения реакции только в случае, если реакция (5) представляет собой элементарный акт. В остальных случаях эти показатели степеней в кинетическом уравнении определяют экспериментально. Изменение давления и объема реагирую щих веществ имеет значение только для газов. Оно проявляется посредством изменения концентрации веществ. При повышении давления уменьшается объем и, следовательно, увеличивается концентрация. Пример. Как измени тся скорость реакции 280 2(г) + 0 2(г) 2 80 3(г), если давление увеличить в три раза? Решение: 1. Запишем выражение закона действующ их масс для приведенной системы: V! = к • С (302) • С1(02) Обозначим С 1(8 0 2) = а; С 1(0 2) = Ъ, тогда можно записать: и1 = ка2Ь 2. Определим, какими станут концентрации веществ после увеличения давления втрое. Объем уменьшится в три раза, значит, концентрация каждого вещества увеличится в три раза: С2(302) = 3а; С2(02) = 3Ь 3. Запишем выражение закона действующ их масс для новых условий: и2 = к(3а)2 • (3Ь) = 27 ка2Ь 4. Вычислим отношение скоростей: и2 27 ка2Ь —— = ----------- = 27 и1 ка2Ь Ответ: Скорость реакции увеличилась в 27 раз. ОЦЕНИВАНИЕ 1. Объясните различия между гомогенными и гетерогенными системами. 2. Напишите математическое выражение для расчета скорости реакции в системе: а) гомогенной; б) гетерогенной. 3. Запишите математическое выражение для расчета средней скорости реакции для различных систем и объясните смысл знаков (+) и (-) в этих выражениях. 85 4 86 4. Перечислите факторы, влияющие на скорость реакции. 5. Объясните влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции и приведите примеры. 6. Сфо рмулируйте закон действующих масс (ЗДМ) на приме ре 2Н2(Г) + 02 (г) = 2Н20(Г). 7. Сравните влияние концентрации реагирующих веществ, изменения давления и объема на скорость химических реакций, протекающих в газовой фазе. 8. Объясните, какой вид будет иметь выражение ЗДМ для гетерогенных систем на примере: С(тв) + С02(г) 2С0 (г). Примечание: в выражение ЗДМ не входят концентрации твердых веществ. 9. Напишите выражение ЗДМ для реакций, протекающих по схемам: а) А2(г) + В2(г) = 2АВ(г) в) А2(г) + В(г) = ВА2(г) б) 2А2(г) + В2(г) = 2А2В(г) Г) А(тв) + В(тв) = АВ(тв) 10. Рассчитайте константу скорости реакции, если скорость реакции, протекающей по схеме А + 2В = АВ2, равна 0,08 моль/л-мин и концентрации веществ А и В соответственно равны - 0,2 моль/л и 0,4 моль/л. 11. Как изменится скорость реакции 2Ы0(г) + 02И — 2Ы02(г) при: а) увеличени и концентрации к ислорода в дв а раза; б) увеличении давления в четыре раза; в) увеличении давления в три раза? Приведите расчеты. 12. Как изменится скорость реакции А2(г) + В2(г) = 2АВ(г) при увеличении давления в пять раз? а) увеличится в пять раз; б) уменьшится в пять раз; в) не изменится; г) увеличится в двадцать пять раз. Приведите расчеты. Работа в группе 13. Приведите выражение ЗДМ (колонка ) для предложенных реакций (колонка ). Сравните с правильным выражением (колонка ). Объясните различие. А Б В 2140 + С I 2 — 21М0С1 _____________________ У = кС2(Ы0) ■ С(С12) 2Ы205 = 41402 + 02 _____________________ У = кС(41205) Н2 + 12 —' 2Н1 _____________________ У = кС(Н2) ■ С(Ь) 2Н2 + 2140 = 2Н20 + N2 _____________________ У = кС(Н2) ■ С2(140) 14204 ^ 2402 У = кС(4204) 4.1.5. Влияние температуры на скорость химической реакции На основании кинетической теории газов было установлено, что при увеличении температуры на 100 °С количество столкновений увеличивается. Зависимость скорости химической реакции от температуры описывается эмпирическим (то есть установленным опытным путем) правилом Вант-Гоффа: При повышении температуры системы на каждые 10 0С скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза. Величина изменения (2-4 раза) называется температурным коэффициентом (у - гамма) и зависит от природы реагирующих веществ. Если при температуре 11 скорость реакции равна а при температуре Г2 скорость соответственно и2, тогда математическое выражение правила Вант-Гоффа вы глядит следующим образом: _ _ 12 - 11 ^2 - = У или Ч = Ч ■ У10 где у - температурный коэффициент скор ости реа кц ии. Рассчитаем, во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры на 50 оС, если температурный коэффициент (у) равен: а) 2; б) 3: 5 0 = 2 100 ; _ 5 0 = 3 100 ; ч _ ЯКОБ ВАНТ-ГОФФ (1852-1911) Голландский химик, основатель химической кинетики. Лауреат Нобелевской премии 1901 года. Понятно, что не все столкновения молекул реагентов приводят к образованию нового вещества. К образованию продуктов реакции приводят только столкновения акт ивных молекул, таки х, которые обладают строго определенной для данной реакции энергией, превышающей среднюю энергию всех молекул вещества. Нагревание - один из способов повышения активности молекул. В итоге, при небольшом увеличении числа столкновений, практически каждое из них может привести к химической реакции и, как следствие, к образованию продуктов реакции. Вот почему скорость химической реакции так резко возрастает с увеличением температуры системы. ОЦЕНИВАНИЕ 1. Сформулируйте правило Вант-Гоффа. 2. Объясните, скорость какой реакции будет повышаться одновременно с температурой: а) эндотермической; б) экзотермической; в) любой. 3. Рассчитайте, как изменится скорость реакции, если температурный коэффициент (у) равен 2 при: а) повышении температуры от 10о до 50 0С; б) повышении температуры на 30 0С; в) понижении температуры от 100 0 до 20 0С; г) понижении температуры на 20 0С. 4. Рассчитайте, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 50 0С, если температурный коэффициент (у) равен 3: а и_ 10 100 а) 1,5; б) 6; в) 3 ; г) 3 . 5. Для практической остановки реакции применяют быстрое охлаждение реакционной смеси. Рассчитайте, во сколько раз изменится скорость реакции при охлаждении реакционной смеси от 40 0С до 10 0С, если температурный коэффициент (у) равен 2,7. 4.1.6. Понятия о катализе Одним из факторов, от которых зависит скорость реакции является присутствие в реакционной системе катализаторов. Что такое катализатор и какова его роль в протекании реакции? ? Катализатор - это вещество, которое изменяет скорость реакции, но само при этом не расходуется. 87 I - римечание V Катализатор означает «уско ритель». Я Выполните! Приведите примеры катали тических реакций. Катализ - это явление изменения скорости реакции под действием катализаторов. Одни катализаторы ускоряют реакции (положительный катализ), другие - замедляют (отрицательный катализ). Отрицательный катализ называется ингибированием, а катализаторы, замедляющие скорость реакции, называются ингибиторами. По агрегатному состоянию веществ, участвую щ их в реакции, различают гомогенный и гетерогенный катализ. При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в одинаковых агрегатных состояниях. Окисление газообразного оксида серы (IV ) (§ 0 2) до газообразного оксида серы (V I) (§ 0 3) в присутствии газообразного оксида азота (II) (N 0 ) является примером гомогенного катализа. В случае гетерогенного катализа реагирующие вещества и катализатор находятся в разных агрегатных состояниях и между ними существует поверхность (граница) раздела. Как правило, катализатор является твердым веществом, а реагенты - газообразными или ж идкими веществами. В качестве примеров катализа в промышленности можно привести: - синтез аммиака из азота и водорода на железном катализаторе; - окисление § 0 2(газ) до § 0 3(газ) кислородом в присутствии твердого V 205; - окисление аммиака до оксида азота (II) на платиновом катализаторе; - гидролиз сахарозы в присутствии кислот и др. М еханизм действия катализаторов очень сложен. Для гомогенного катализа основная гипотеза, позволяющая объяснить его механизм, это предположение об образовании промежуточны х продуктов при взаимодействии катализатора и реагирующего вещества. Если реакция А + В = А В протекает медленно, то при добавлении катализатора К , протекание реакции можно разбить на две стадии: 1) сначала вещество А реагирует с катализатором К по схеме А + К = А К , образуя промежуточный продукт А К . 2) вещество А К легко и быстро реагирует с другим реагентом - веществом В по схеме: АК + В = АВ + К _ | Выполните! Объясните, участвует ли ката лизатор в реакции. В итоге образуется конечный продукт реакции А В и катализатор К остается неизрасходованным. Если реакция протекает в несколько стадий, то лимитирующ ей является самая медленная стадия. Она и определяет общую скорость реакции. Однако катализатор К не «работает» бесконечно, так как в реакционной смеси, особенно в промышленных условиях, могут оказаться вещества, отравляющие катализаторы. Э ти вещества уменьшают активность катализаторов. Они называются каталитическими ядами. Например, небольшие примеси серы (0,1%) полностью прекращают каталитическое действие губчатого железа в реакции промышленного синтеза аммиака. Вещества, которые усиливаю т действие катализаторов, называются промоторами. Н апример, добавка алюмината калия (К А 1 0 2, или К 20 ■ А120 3) усиливает каталитическую активность губчатого железа. Катализ играет огромную роль не только в хим ии, но и в биологии. Биологические катализаторы - ферменты - катализирую т все биохимические процессы в организме. Ферменты относятся к белковым соединениям, содержащим в своих огромных спиральны х молекулах небольшие участки, называемые реакционными центрами, с которыми особенно активно взаимодействуют молекулы реагентов. ОЦЕНИВАНИЕ 1. Объясните понятия катализ и катализатор. 2. Объясните понятия положительный и отрицательный катализ. Что такое ингибиторы? Что собой представляют промоторы? 3. Сравните механизмы гомогенного и гетерогенного катализа. Приведите примеры. 4. Объясните, что такое ферменты. Приведите примеры. 89 4.1.7. Обратимые и необратимые химические процессы. Химическое равновесие Известно, что сущ ествую т обратимые и необратимые химические реакции. Необратимыми называются реакции, протекающие до конца, то есть продукты реакции не реагирую т между собой. Н апример: Ыа2С03 + 2НС1 = 2№С1 + С02Т + Н20 1° СиО + Н2 = Н2О + Си Обратимые реакции при одних и тех же условиях могут протекать в противоположных направлениях. Если записать в общем виде, то химическая реакция будет иметь вид: прямая О - аА + ЬБ - акция- „□ + ГР + О эндотермическая обратная экзотермическая реакция реакция реакция Слева направо протекает прямая реакция, константа скорости которой - кпрям., а справа налево протекает обратная реакция, константа скорости которой - кобр.. Если прямая реакция экзотермическая, то обратная - эндотермическая. Согласно закону сохранения энергии, количество теплоты, выделяемое в прямой реакции, равно количеству теплоты, поглощаемой в обратной реакции. Запишем выражения для скоростей прямой (опрям.) и обратной (цобр.) реакций: ^прям. = кпрям. Са(А) • СЬ(В) иобр. = кобр. С^Р) • СГ(Р) Ключевые понятия • Химическое равновесие • Константа равновесия • Закон действующих масс Выполните! Назовите условия, при которых химические реакции протекают до конца. Скорость прямой реакции постепенно уменьшается, так как исходные вещества расходую тся на ее протекание и и х концентрации уменьшаются, а обратной - соответственно увеличивается. Через определенное время наступает момент, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными (цпрям. = иобр.). ? Состояние системы, при которой скорости прямой и обратной реакций равны, называется химическим равновесием. Концентрации всех веществ в состоянии равновесия называются равновесными, и их обозначают в квадратных скобках [ ]. С(А) = [А]; С (В) = [В]; С р ) = ДО; С (Р) = [Р]. Таким образом, в состоянии равновесия: ^прям. = ^обр. или кпрям. [А]а[В]Ь = кобр. [Р]Г, откуда кпрям. РИРГ = К (К - константа равновесия) кобр. [А]а[В]Ь Последнее математическое выражение отображает закон действующ их масс для хи м и ­ ческого равновесия. Следует отм етить, что в отличие от закона действую щ их масс для скорости реакции в данном уравнении показатели степеней а, Ъ, й, { всегда численно совпадают с коэфф ициентам и. Числовое значение константы равновесия К характеризует степень превращения исходных веществ в продукты реакции и может принимать значения больше или меньше 1. Например, для реакции: 2Ы02(г) ^ 2ЫО(г) + °2(г) к _ [МО]2 * [02] < 1 [МО2]2 константа равновесия меньше 1. Это означает, что равновесие смещено в сторону исходных веществ. К онц ентр ац ии твер ды х вещ еств не вхо дят в вы раж ение ко н ста н ты равновесия. Н априм ер, для реакции: ЗРем + 4Н2° м ^ Реэ0 4(т) + 4Н2(г) к _ [Н2]4 К [Н2О]4 Большинство химических реакций являю тся обратимыми; при одних условиях (температура, давление, катализатор) они протекают в одном направлении, при других условиях - в обратном направлении, а при некоторых помежуточных условиях они могут протекать в двух противоположных направлениях одновременно. 4.1.8. Закон действующих масс. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье Химическое равновесие является подвижным (динамичным). Смещение его означает нарушение равенства скоростей. Обратимая реакция практически может стать необратимой, если: - изменить условия; - отводить продукты из реакционной смеси. Таким образом, при химическом равновесии: - ни прямая, ни обратная реакция не прекращаются, несмотря на то, что в системе видимых изменений не наблюдается; - число молекул исходных веществ, прореагировавших в единицу времени, равно числу молекул эти х же веществ, образовавшихся за это же время из продуктов реакции; - изменение концентраций одного из веществ, температуры или давления, приводит к смещению химического равновесия, то есть к изменению концентраций всех веществ, участвую щ их в реакции. Равновесие смещается вправо, если концентрации исходных веществ уменьшаются, а концентрации продуктов реакции увеличиваются (по сравнению с равновесными концентрациями). Равновесие смещается влево, если концентрации исходных веществ увеличиваются (по сравнению с равновесными), а концентрации продуктов уменьшаются. Выполните! От чего зависит константа равновесия гетерогенной системы? Приведите примеры и аргументы. Ключевые понятия • Принцип Ле Шателье • Смещение равновесия • Факторы, смещающие равновесие: - концентрация; - давление; - температура. Выполните! Объясните, что такое химическое равновесие и что обозначает смещение химического равновесия. Равновесие смещается вправо, если скорость прямой реакции превышает скорость обратной реакции. Равновесие смещается влево, если скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции. Рассмотрим конкретные примеры: Пример 1. Для реакции: 4НС1(г) + °2(г) 22 2Н20(г) + гСЬи Если дополнительно ввести в реакционную систему хлор (С12), равновесие системы смести тся влево вследствие увеличения концентрации одного из продуктов реакции, а следовательно, и увеличения скорости обратной реакции. Пример 2. В каком направлении сместится равновесие системы 2МО(г) + 0 2(г) 2 2М 02(г) при увеличении давления в 10 раз? 1. Запишем выражения для скоростей прямой и обратной реакции в момент равновесия: Упрям. = кпрям. ^О ]2 ■ [02]; ^обр. кобр. № ] 2 Введем обозначения для равновесных концентраций [N 0] = а; [0 2] = Ъ, [ К 0 2] = й, тогда: Упрям. = кпрям. а2Ь Уобр. = кобр. ^2 2. Увеличение давления в 10 раз приводит к уменьшению объемов газов тоже в 10 раз. Это означает, что концентрация каждого вещества тоже увеличивается в 10 раз: С^О) = 10а; С(02) = 10Ь; С ^ 0 2) = 10 1 3. Рассчитаем скорости прямой и обратной реакции после увеличения давления: Упрям. = кпрям. (10а)2 (10Ь) = кпрям. а2Ь Уобр. = кобр. (10С)2 = кобр. 102^2 4. Сравним, как изменились скорости прямой и обратной реакции: ипрям. = -—прям. 1°3а2Ь =юз = 1000 Упрям. кпрям. а2Ь ц°бр. = кобр. 102- 2 =ю2 = 100 иобр. 5 5. Вывод: при увеличении давления скорость прямой реакции возросла больше, чем скорость обратной реакции. Следовательно, равновесие системы сместилось вправо. При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема или уменьшения числа молекул газообразных веществ. Пример 3. а) В случае экзотермической реакции: 2140 2 142 + 0 2 + О для смещения равновесия вправо реакционную смесь необходимо охдадить (уменьшить температуру системы). б) В случае эндотермической реакции: Н2 + 12 2 2Н1 - О для смещения равновесия вправо реакционную смесь необходимо нагреть (увеличить температуру системы). 91 4 92 Смещение равновесия подчиняется принципу Ле Шателье: АНРИ ЛУИ ЛЕ ШАТЕЛЬЕ (1850-1936) Французский химик и металлург. ? Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какое-либо воздействие извне (изменить температуру, давление, объем, концентрации), то система поведет себя так, чтобы это воздействие ослабить, то есть равновесие сместится в сторону той реакции, которая противодействует оказанному воздействию (ослабляет его). При повышении давления равновесие смещается в сторону уменьшения давления за счет уменьшения объема или числа газообразных молекул (пример 2). При понижении давления процесс протекает наоборот. При повышении температуры (нагревание) равновесие системы смещается в сторону понижения температуры (охлаждения) за счет поглощения тепла (эндотермической реакции). При понижении температуры (охлаждение) равновесие системы смещается в сторону повышения температуры (нагревание) за счет выделения тепла (экзотермической реакции). При повышении концентраций исходных веществ или понижении концентраций продуктов реакции, скорость прямой реакции увеличивается больше, чем скорость обратной реакции (пример 1). Катализатор не смещает химическое равновесие, а только способствует наиболее быстрому его достижению, потому что он (катализатор) ускоряет как прямую, так и обратную реакцию. Смещение химического равновесия играет огромную роль для осуществления обратимых реакций в промышленности (синтез аммиака, производство серной кислоты, спиртов и др.). ОЦЕНИВАНИЕ I 1. Укажите верные утверждения. Обратимые реакции: а) протекают до конца; б) протекают в двух направлениях, но не одновременно; в) протекают одновременно в двух направлениях; г) ни прямая, ни обратная реакция не прерывается. 2. Укажите верные утверждения. При химическом равновесии: а) прямая реакция прекращается; б) ни прямая, ни обратная реакци