- •Химическая Кинетика, равновесия, термодинамика
- •1. Основные понятия кинетики [1, § 57; 2, § 6.2, 6.2.1]
- •1.1. Химическая кинетика
- •1.2. Понятие скорости реакции
- •2. Зависимость скорости гомогенной реакции
- •2.3. Лабораторная работа: определение порядка реакции тиосульфата натрия с кислотой в растворе
- •2.3.1. Постановка задачи
- •2.3.2. Зависимость скорости реакции от концентрации ионов водорода
- •2.3.3. Зависимость скорости реакции от концентрации ионов тиосульфата
- •3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •3.3. Лабораторная работа: влияние температуры на скорость реакции
- •4. Катализ [1, § 60; 2, § 6.2.6]
- •5. Особенности кинетики гетерогенных реакций [1, § 61; 2, § 6.2.4]
- •5.1. Общие сведения
- •5.3. Реакции, лимитируемые химическим взаимодействием
- •5.4. Реакции, лимитируемые диффузией в растворе реагента
- •5.5. Реакции, лимитируемые образованием зародышей новой фазы
- •5.6. Демонстрационные опыты
- •6. Обзор факторов, влияющих на скорость
- •7. Общие сведения о Химическом равновесии [1, § 63; 2, § 6.2.8]
- •7.1. Истинное и ложное равновесия
- •7.2. Закон действующих масс (здм) для равновесия
- •7.3. Стандартные состояния веществ и стандартное представление
- •8. Частные случаи констант равновесия
- •8.1. Гомогенные равновесия в растворах электролитов
- •8.2. Гетерогенные равновесия
- •8.3. Квазихимические равновесия в кристаллах
- •9. Факторы, влияющие на смещение равновесия.
- •9.2. Влияние концентрации
- •9.3. Влияние разбавления раствора
- •9.4. Влияние давления
- •9.5. Влияние температуры
- •9.6. Факторы, влияющие на кинетику, но не на равновесие
- •9.7. Выбор оптимальных условий проведения реакций
- •10. Задачи и упражнения по химическому равновесию
- •11. Лабораторная работа по химическому равновесию
- •11.1. Прогноз направления реакций и его экспериментальная проверка
- •11.2. Влияние температуры и концентраций на химическое равновесие
- •12. Введение в химическую термодинамику.
- •12.1. Общие сведения
- •12.2. Первое начало термодинамики. Энтальпия
- •12.3. Закон Гесса и стандартные теплоты образования веществ
- •12.4. Ещё три следствия из закона Гесса
- •13. Направление процессов.
- •13.1. Второе начало термодинамики. Энтропия.
- •13.2. Критерии самопроизвольного протекания процессов
- •13.3. Связь между стандартным изменением энергии Гиббса и константой равновесия
- •13.4. Задачи и упражнения по термодинамике
9.5. Влияние температуры
При нагревании (подводе тепла) равновесие смещается в сторону протекания эндотермической реакции (поглощения этого тепла), а при охлаждении – в сторону экзотермической. Количественное выражение этой зависимости дано в § 13.3: K = M×exp[–H/(RT)]
9.6. Факторы, влияющие на кинетику, но не на равновесие
Мы выводили закон действия масс из кинетических соображений. Увеличение площади контакта в гетерогенных системах ускоряет реакцию. Влияет ли оно на равновесие? Нет, поскольку и прямая, и обратная реакция идут на одной и той же поверхности, и увеличение ее площади увеличивает скорости прямой и обратной реакции в одинаковое число раз, не нарушая равновесия. Аналогично действуют и катализаторы: не смещают равновесие, а лишь ускоряют его достижение. Введение катализатора снижает энергию активации и прямой, и обратной реакции на одинаковую величину, поэтому скорости обеих реакций возрастают в одинаковое число раз, и равновесие не нарушается.
Если бы катализатор смещал равновесие, то можно было бы, вводя и выводя его, произвольно проводить реакцию то в одну, то в другую сторону, а значит – проводить то экзотермический, то эндотермический процесс и переносить тепло от холодных предметов к горячим, не расходуя энергию и реагенты, нарушая второе начало термодинамики (см. § 13.1).
9.7. Выбор оптимальных условий проведения реакций
Если наша цель – получить максимальный выход продукта за определенное небольшое время, а реакция медленная и обратимая, то нужно одновременно учитывать закономерности кинетики и равновесия.
Удаление из реакционной смеси продуктов реакции обычно не влияет на кинетику прямой реакции, но благоприятно для смещения равновесия.
Увеличение концентраций исходных веществ благоприятно и для ускорения реакции, и для смещения равновесия в нужную сторону.
Аналогично действует повышение температуры, но лишь в случае эндотермической реакции. Если же прямая реакция экзотермична, то возникает противоречие: для ускорения реакции нужно повышать температуру, а для смещения равновесия в нужную сторону – понижать температуру. Поэтому оптимальная температура проведения реакции определяется компромиссом между эти двумя требованиями. Она не должна быть слишком низкой: при этом равновесный выход продукта велик, но слишком долго приходится ждать достижения этого равновесия, реально достижимый выход гораздо меньше равновесного; она не должна быть и слишком высокой: равновесие будет достигнуто быстро, но равновесный выход будет мал.
Влияние давления на системы с участием газов также неоднозначно. Повышение общего давления ускоряет реакцию с участием газов благодаря росту их парциальных давлений, но смещает равновесие в нужную сторону только там, где число газовых молекул уменьшается. Если же оно возрастает, то опять возникает противоречие: кинетика требует высоких давлений, а смещение равновесия – низких, поэтому нужен компромисс.
Увеличение площади контакта (в гетерогенных системах) и введение катализатора не влияют на равновесие, но ускоряют его достижение, поэтому всегда полезны.
Классический пример применения этих принципов – синтез аммиака: экзотермический процесс, идущий с уменьшением числа газовых молекул:
N2 + 3H2 ←→ 2NH3; ΔH < 0.
Оптимальные условия: давление – как можно выше, катализатор обязателен, температура – не слишком высокая и не слишком низкая (около 450С), продукт реакции периодически удаляют путем сжижения и возвращают непрореагировавшую азотоводородную смесь в реактор.