Скорость химической реакции и химическое равновесие.

На этом занятии мы рассмотрим вопросы теории, касающиеся скорости химической реакции и химического равновесия. На конкретных примерах заданий ЕГЭ будут показаны условия смещения химического равновесия.

Конспект занятия "Скорость химической реакции и химическое равновесие."

Классификация химических реакций в неорганической химии

Химические реакции классифицируют по различным признакам.



  1. По числу исходных веществ и продуктов реакции

  1. Разложение – реакция, в которой из одного сложного вещества образуются два и более простых или сложных веществ

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

NH4NO2 → N2 + 2H2O

Cu(NO3)2 → CuO + 2NO2 + O2

  1. Соединение  реакция, в результате которой из двух и более простых или сложных веществ, образуется одно более сложное

NH3 + HCl → NH4Cl

Mn2O7 + HOH → 2HMnO4

  1. Замещение  реакция, протекающая между простыми и сложными веществами, при которой атомы простого вещества замещаются на атомы одного из элементов в сложном веществе.

SiO2 + F2 → SiF4 + O2

Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2

  1. Обмен  реакция, при которой два сложных вещества обмениваются своими составными частями

H2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4 +2HNO3

Al2O3 + 3H2SO4  Al2(SO4)3 + 3H2O

Одна из реакций обмена реакция нейтрализации  это реакция между кислотой и основанием, в результате которой получается соль и вода.

NaOH + HCl → NaCl + H2O

В органической химии выделяют дополнительно реакции присоединения, отщепления, изомерризации, полимеризации, поликонденсации и др.



  1. По тепловому эффекту

  1. Реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими реакциями.

С + О2 → СО2 + Q

2. Реакции, протекающие с поглощением тепла, называются эндотермическими реакциями.

N2 + O2 → 2NO – Q



  1. По признаку обратимости

  1. Обратимые  реакции, проходящие при одних и тех условиях в двух взаимопротивоположных направлениях.

H2 + I2  2HI

  1. Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные, называются необратимыми, при этом должен выделяться газ, осадок, или малодиссоциирующее вещество- вода.

BaCl2 + H2SO4  BaSO4 + 2HCl

Na2CO3 +2HCl 2NaCl + CO2 + H2O



  1. По изменению степени окисления веществ.

Окислительно-восстановительные реакции  реакции, протекающие с изменением степени окисления.

Са + 4HNO3  Ca(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

2NaNO3 → 2NaNO2+ O2

И реакции, протекающие без изменения степени окисления.

HNO3 + KOH → KNO3 + H2O

CO2 + H2OH2CO3



5. Классификация по агрегатному состоянию реагирующих веществ.

Гомогенные реакции, если исходные вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии (одной фазе). Такие реакции протекают во всем объёме реакционной среды. В качестве примеров можно рассмотреть реакции между газообразными веществами или ионами в водном растворе.

H2 (г) + F2 (г) → 2HF(г)

Гетерогенные реакции, если продукты реакции и исходные вещества находятся в разных агрегатных состояниях ( в разных фазах). Такие реакции протекают на поверхности раздела фаз. В качестве примера можно рассмотреть реакции с участием твердого вещества или твердых веществ, реакции между несмешивающимися жидкостями.

CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2







6. По использованию катализатора.

Некаталитические реакции.

Такие реакции идут без участия катализатора:

2HgO 2Hg + O2

Каталитические реакции.

Эти реакции происходят с участием катализатора:

2KClO3 → 2KCl + 3O2 в присутствии катализатора MnO2

4KClO3 →3KClO4 + KCl без катализатора.



Также выделяют классификации реакций по механизмам и протекания и по виду энергии, инициирующей реакцию.







Скорость химических реакций. Зависимость скорости химических реакций от концентрации, температуры и природы реагирующих веществ.



Химические реакции протекают с разными скоростями. Изучением скорости химической реакции, а также выявлением её зависимости от условий проведения процесса занимается наука - химическая кинетика.



скорость гомогенной реакции определяется изменением количества вещества в единице объёма:

υ =Δ n / Δt ∙V



где Δ n – изменение числа молей одного из веществ (чаще всего исходного, но может быть и продукта реакции), (моль);

Δt – интервал времени (с, мин);

V – объем газа или раствора (л)

Поскольку Δ n / V = ΔC (изменение концентрации), то

υ =Δ С / Δt ( моль/л∙ с)

скорость гетерогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности соприкосновения веществ.

υ =Δ n / Δt ∙ S

где Δ n – изменение количества вещества (реагента или продукта), (моль);

Δt – интервал времени (с, мин);

S – площадь поверхности соприкосновения веществ (см2, м2)



Почему скорость разных реакций не одинакова?



Для того чтобы началась химическая реакция, молекулы реагирующих веществ должны столкнуться. Но не каждое их столкновение приводит к химической реакции. Для того чтобы столкновение привело к химической реакции, молекулы должны иметь достаточно высокую энергию. Частицы, способные при столкновении, вступать в химическую реакцию, называются активными. Они обладают избыточной энергией по сравнению со средней энергией большинства частиц – энергией активации Еакт. Активных частиц в веществе намного меньше, чем со средней энергией, поэтому для начала многих реакций системе необходимо сообщить некоторую энергию (вспышка света, нагревание, механический удар).

Энергетический барьер (величина Еакт) разных реакций различен, чем он ниже, тем легче и быстрее протекает реакция.



2. Факторы, влияющие на скорость реакции

(количество соударений частиц и их эффективность).



1) Природа реагирующих веществ: их состав, строение = энергия активации

▪ чем меньше Еакт, тем больше υ;



2) Температура:

при ↑ t на каждые 100 С, υ ↑ в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа).

υ2 = υ1 ∙ γ Δt/10



3) Концентрация: чем больше, тем чаще происходят соударения и υ ↑. При постоянной температуре для реакции mA + nB = C по закону действующих масс:

υ = k ∙ СAm  CBn

где k – константа скорости;

С – концентрация (моль/л)



Закон действующих масс:

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении реакции.

Для газообразных веществ скорость реакции зависит от давления

Чем больше давление, тем выше скорость.



4) Катализаторы –

вещества, которые изменяют механизм реакции, уменьшают 

Еакт = υ ↑.

▪ Катализаторы остаются неизменными по окончании реакции

▪ Ферменты – биологические катализаторы, по природе белки.

▪ Ингибиторы – вещества, которые ↓ υ







Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесие. Принцип Ле-Шателье.

Химические реакции по направлению их протекания можно разделить

▪ Необратимые реакции 

протекают только в одном направлении (реакции ионного обмена с ↑, ↓, мдс, горения и некоторые др.)

Например, AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3

▪ Обратимые реакции

 при одних и тех же условиях протекают в противоположных направлениях (↔).

Например, N2 + 3H2 ↔ 2NH3



Состояние обратимой реакции, при котором

υ = υ называется химическим равновесием.



Чтобы реакция на химических производствах проходила как можно полнее, необходимо сместить равновесие в сторону продукта. Для того, чтобы определить, как тот или иной фактор изменит равновесие в системе, используют принцип Ле Шателье (1844 г.):

Принцип Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить t, р, С), то равновесие сместится в ту сторону, которая ослабит это воздействие.

  • При увеличении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.

  • при увеличении давления равновесие смещается в сторону реакции с меньшим количеством газообразных веществ.

  • при увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону продуктов реакции.

Задания по теме для самостоятельного решения

Задание 1

(3 балла)

При раздельном понижении давления за счет увеличения объёма (А) и уменьшения температуры (Б) равновесия реакции, уравнение которой СО + Сl2  ↔ COCl2+Q, смесится :

1) А- в сторону продуктов реакции, Б – в сторону продуктов реакции;

2) А – в сторону продуктов реакции; Б – в сторону исходных веществ;

3) А – в сторону исходных веществ; Б – в сторону продуктов реакции;

4)  А – в сторону исходных веществ; Б – в сторону исходных веществ.

Задание 2

(3 балла)

Химическое равновесие в системе  2NO(г) + O2 (г)↔ 2NO2 (г) + Q    смещается в сторону образования продукта реакции при:
1) повышении давления;
2) повышении температуры;
3) понижении давления;
4) применении катализатора.

Задание 3

(3 балла)

При добавлении водорода при постоянном объёме к равновесной системе СО2 (газ) + Н2 (газ) ↔ СО(газ) + Н2О (газ):

1) система останется в равновесии;

 2) концентрации исходных веществ начнут расти;

3) концентрации продуктов начнут уменьшатся;

4) скорость прямой реакции станет больше скорости обратной реакции.

Проверить правильность выполнения заданий вы можете в автоматическом режиме в разделе домашние задания на странице с курсом "Химия Подготовка к ЕГЭ 2017"
Следующий урок на тему " Окисление и восстановление."
Предыдущий урок на тему " Тепловой эффект химической реакции."