Общие химические и экологические закономерности - конспект - Химия - Часть 5, Рефераты из Химия
zaycev_ia
zaycev_ia21 июня 2013 г.

Общие химические и экологические закономерности - конспект - Химия - Часть 5, Рефераты из Химия

PDF (172 KB)
22 страница
697Количество просмотров
Описание
I.M. Sechenov Moscow Medical Academy. Реферат по химии. Если в результате расчета энергии Гиббса получится, что данная конкретная реакция при стандартной температуре (298К) не идет, необходимо выяснить ее обратимость, т...
20баллов
Количество баллов, необходимое для скачивания
этого документа
Скачать документ
Предварительный просмотр3 страница / 22
Это только предварительный просмотр
3 страница на 22 страницах
Скачать документ
Это только предварительный просмотр
3 страница на 22 страницах
Скачать документ
Это только предварительный просмотр
3 страница на 22 страницах
Скачать документ
Это только предварительный просмотр
3 страница на 22 страницах
Скачать документ

энергией”. Она равна произведению энтропии на температуру. Связанная энергия – это та часть внутренней энергии, которая ни при каких условиях в работу превращена быть не может. Если из предыдущего выражения получим “S”

S=H–G/T то можно сделать вывод, что энтропия равна доли связанной энергии (H–G) отнесенной к единице температуры.

О возможной направленности химического процесса можно судить по знакам изменения функций ΔН и ΔS. Влияние знака при ΔН и ΔS на направление протекания химического процесса представлено в следующей таблице.

Табл.8.1. Знак изменения функции Направление самопроизвольного протекания реакции ΔН ΔS ΔG – + – Реакция протекает в прямом направлении при любых

температурах. Она необратима

+ – + В прямом направлении реакция невозможна ни при

какой температуре. Она необратима. Может протекать только в обратном направлении.

– – ± Реакция обратима. В прямом направлении реакция возможна при низких температурах.

+ + ± Реакция обратима. В прямом направлении реакция возможна при высоких температурах.

Если в результате расчета энергии Гиббса получится, что данная конкретная реакция при стандартной температуре (298К) не идет, необходимо выяснить ее обратимость, т.е. возможность процесса при других температурах.

При условии +ΔН и +ΔS реакция в прямом направлении возможна при высоких температурах. Для определении температуры реакции находим сначала температуру равновесия, а мы знаем, что условием равновесия ΔG=0. Тогда ΔН–ТΔS=0. Отсюда Трав.= ΔН/ΔS.

Температура, при которой возможна реакция чуть больше температуры равновесия. Треакции>Tрав.

Подобно стандартной энтальпии образования вещества ΔH0обр. в таблицах имеются значения стандартных энергий Гиббса образования веществ при стандартной температуре ΔG0обр.298. Эту величину можно рассчитать по известному уравнению:

ΔG0298=ΔН0298–298 ΔS0298. Причем, ΔG0298 образования простых веществ, аналогично ΔН0298

образовании простых веществ, равны нулю. Зная стандартные энергии Гиббса образования отдельных веществ можно по

известному правилу (следствие из закона Гесса) рассчитывать энергии Гиббса конкретной реакции.

ΔG0х.р.=ΣΔG0обр.(кон.прод.)–ΣΔG0обр.(исх.в-в) Значения стандартных термодинамических функций образования веществ несут

определенную информацию о этих соединениях. По величине стандартной энтальпии образования вещества (ΔН0обр.), ее знаке можно судить о прочности соединения. Так

как ΔН0обр. характеризует энергию, которая выделяется (поглощается) в результате образования вещества из элементов, то, соответственно, для разрушения вещества на составные части (атомы) требуется такое же количество энергии, но взятой с противоположным знаком (следствие из закона Гесса). Большинство нейтральных (молекулярных) соединений имеют знак минус у энтальпий образования. Это значит, что они являются экзотермическими, обладающие меньшим запасом энергии, чем элементарные вещества, из которых они получены. И чем более отрицательная величина, тем более требуется энергии для разрушения молекулы на элементарные атомы. Эндотермическими являются некоторые группы соединений (гидриды, оксиды, нитриды, карбиды, металлы в газообразном состоянии, газообразные атомы неметаллов и небольшое число ионов в растворах). Для них ΔН0обр. имеет положительное значение. Это значит, что такие соединения, атомы, ионы получены с затратой энергии. Следовательно, такие состояния вещества является неустойчивым. Стандартная энтропия образования вещества S0обр.– всегда положительная величина, и чем больше ее численное значение, тем менее упорядочено вещество. По величине стандартной энтропии образования мы можем судить о агрегатном состоянии того или иного соединения, о наиболее устойчивой модификации одного и того же вещества, о разветвлении структуры молекулы и ряда других структурных особенностях химических соединений.

Остановимся на структурной энергии Гиббса образования вещества ΔG0обр.. Мы знаем, что ΔG является *** протекания химического процесса. Стандартная энергия Гиббса образования вещества является тоже энергией процесса, но процесса образования моля вещества из отдельных элементарных атомов, находящихся в наиболее устойчивом состоянии. В связи с этим, очевидно, что чем отрицательнее значение ΔG0обр., тем устойчивее соединение. И, наоборот, чем более положительное значение ΔG0обр., тем менее устойчивое вещество.

Рассмотрим несколько примеров. 1. Химическая инертность ряда соединений обусловлена большим отрицательным

значением ΔG0обр.. Например, ΔG0обр.SiF4= -1572,5 кДж/моль. ΔG0обр.SF6= -1103,6 кДж/моль – достаточно инертные вещества.

2. Большая прочность комплексных соединений по сравнению с простыми тоже обусловлена значительным отрицательным значением энергии Гиббса их образования. ΔG0обр.[SiF6]2–= -2134 кДж/моль. ΔG0обр.[BF4]–= -1483 кДж/моль.

3. Для соединения Cl3N значение ΔG0обр. величина положительная ΔG0обр.Cl3N=293 кДж/моль. Это вещество неустойчиво, оно взрывоопасно.

8.6. Изменение термодинамических функций веществ, попавших в окружающую среду.

Поведение химических соединений попавших в окружающую среду значительно отличается от их поведения в небольших изолированных или закрытых системах. Здесь различие еще больше, чем отличаются между собой химические процессы в

лабораторных опытах (в пробирках или колбах) и процессы в заводских условиях, в огромных реакторах и установках.

Экосистемы, водные и воздушные бассейны мы можем отнести к открытым системам. Эти системы способны изменять как свою массу, так и энергию. К большому сожалению, механизм процессов между антропогенными веществами (“загрязнителями” попавшими в окружающую среду), а также взаимодействие с элементами окружающей среды недостаточно изучен. Мы можем проводить только интуиктивные аналогии исходя из известных химических и химико-экологических закономерностей. В окружающую среду попадает не только огромное число соединений, разнообразных по химическим свойствам, но и большое количества тепла, выделяемого реакторами и промышленными установками.

Химическое, тепловое и радиационное загрязнение окружающей среды (природной термодинамической системы), приводит к резкому увеличению числа химических реакций, изменению скорости процессов и образованию сложных с заранее труднопредсказуемой структурой соединений.

В связи с этим на изменение термодинамических функций химических процессов будут влиять дополнительные факторы при относительном соблюдении общих тенденций.

Уравнение ΔG=ΔН – ТΔS объединяет два закона термодинамики и определяет принципиальную осуществимость химической реакции в любой термодинамической системе. Как следует из этого уравнения осуществление химической реакции зависит от двух факторов: энтальпийного и энтропийного. Согласно первого – каждая система стремится перейти в состояние с наименьшей внутренней энергией, выделив при этом в окружающую среду энергию в виде теплоты или работы или того и другого. По второму (энтропийному) фактору система стремится занять наиболее вероятное, наиболее неупорядоченное состояние (состояние с наиболее возможным значением энтропии).

Стремление системы к минимуму энергии приводит к тому, что любой химический загрязнитель окружающей среды будет стремиться к объединению с другими соединениями, образуя при этом новые, более сложные или комплексные соединения со специфическими свойствами, иногда относящихся к группе активных токсикантов.

Ярким примером может служить образование диоксинов в процессе хлорирования воды с целью ее обеззараживания.

Энтропийный фактор при взаимодействии веществ, попавших в окружающую среду, будет влиять на создание соединений с более разветвленной молекулярной конфигурацией, с нескольким функциональными активными группами, а следовательно, к образованию очень химико-биологически активных соединений.

И в том и в другом случае в естественных природных системах под действием антропогенных факторов образуются вещества-токсиканты, которые могут сильно повлиять на состояние экосистемы и привести к необратимым последствиям.

Глава 10. Кинетика химических процессов.

10.1. Сущность кинетики химических процессов. Химическая кинетика изучает как скорость, так и механизм химических реакций. Под химической реакцией обычно понимают процессы превращения одних

веществ в другие. В их основе лежат акты перемещения атомов от одних молекулярных структур к другим и изменение электронных состояний взаимодействующих частиц. Такие процессы возможны только при столкновении атомов или молекул взаимодействующих веществ. В этом смысле химической реакцией можно считать любое изменение вещества, при котором образуются или разрываются связи между атомами. При химической реакции происходит деление как энергии, так и атомов при сохранении общего числа атомов (соблюдение закона сохранения атомов).

В предыдущей главе, рассмотрели законы химической термодинамики, выяснили, что изменение свободной энергии Гиббса определяет принципиальную возможность проведения химической реакции (ΔG<0), и ΔG является “движущей силой” химического процесса. Однако эту величину нужно считать лишь необходимым условием, но не достаточным для реального протекания процесса. В реальных условиях появляется ряд факторов вызывающий своеобразное “сопротивление” протеканию химической реакции.

Так, принципиально возможные химические процессы, не всегда осуществляются в действительности. Примером могут служить металлы (аллюминий, цинк, хром и др.), которые должны бы полностью окисляться кислородом воздуха, т.к. ΔG этих процессов меньше нуля, однако изготовленные из них детали и конструкции длительное время эксплуатируются в атмосфере воздуха. Аналогичное можно сказать о углеводородах, которые казалось бы самопроизвольно должны гореть на воздухе, но вопреки всем расчетам, они могут без изменения длительно пребывать в воздушной среде. Это объясняется тем, что процессы их окисления протекают очень медленно. В законах термодинамики фактор времени отсутствует. В реальных условиях химические превращения протекают во времени.

Многие химические реакции являются сложными, многостадийными процессами. Отдельные стадии реакции могут идти с большим трудом и этим обуславливать медленное протекание всего процесса. Образование отдельных промежуточных соединений может приводить к повышению энергии Гиббса эти стадии и являются своеобразным “барьером” на пути превращения исходных реагентов в продукты реакции.

При изучении хиических реакций важно знать не только почему протекает та или иная реакция, но и механизм, по которому происходит превращение и глубину этого превращения.

Под механизмом реакции обычно понимают сам процесс превращения, т.е. через какую стадию или ряд стадий должны пройти исходные вещества, чтобы превратиться в конечные продукты. Причем, каждая стадия для своего успешного завершения требует, чтобы произошли все предыдущие стадии.

Глубина превращения (степень превращения) характеризует насколько полно исходные вещества превращаются в продукты реакции. Из опытных данных ученые сделали вывод, что для протекания химической реакции необходимы столкновения

молекул. Числом столкновений в секунду можно характеризовать скорость реакции. В газах и жидкостях столкновения происходят во всем объеме реакционной смеси, а в гетерогенных системах – на границе раздела фаз. Отсюда следует, что скорость химической реакции равна числу актов взаимодействия в единицу времени, в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

При каждом элементарном акте взаимодействия число молекул исходных веществ уменьшается, а число молекул продуктов реакции увеличивается. Это значит, что в результате химической реакции изменяются концентрации (или массы) как реагентов, так и образующихся веществ. На следующем рисунке (рис.10.1.) кривой “а” показано уменьшение концентрации исходного вещества, а кривой “б” –увеличение концентрации продукта реакции с течением времени”τ”. С моль/л а б

С1

С2 Рис.10.1.

τ1 τ2 τ Скорость реакции количественно можно характеризовать изменением концентрации любого участвующего в реакции вещества за единицу времени. В этом случае концентрацию, как правило, выражают в моль, время – в секундах. Различают среднюю скорость реакции Vср и мгновенную Vτ.

Cредняя скорость (Vср) показывает изменение концентрации вещества (рис 10.1.) за определенный интрвал времени (от τ1 до τ2). Она выражается следующим отношением:

Vср = ± С2 – С1/ τ2 – τ1 = ± ΔС/Δτ Здесь знак “–“ относится к концентрациям исходных веществ он указывает на то,

что концентрация исходных веществ убывает, а знак “+” относится к концентрациям продуктов реакции они в результате реакции возрастают.

Мгновенная скорость Vτ – это скорость реакции в данный момент времени τ, ее можно назвать истинной скоростью. Для того, чтобы определить мгновенную скорость в данный момент времени, необходимо определить изменение концентрации за бесконечно малый промежуток времени Vτ =lim(-ΔС/Δτ). Мгновенная скорость мате-

Δτ–>0 матически определяется производной от концентрации по времени. Она равна тангенсу угла наклона касательной (углаα) к кривой, показывающей форму изменения концентраций от времени (на рис.10.3.) с течением времени. Величина угла наклона С

k

α Рис.10.3.

τ касательной будет убывать, следовательно скорость реакции будет уменьшаться. Она рана тангенсу угла наклона (α) касательной к кривой зависимости концентрации от времени в соответствующий момент времени. (на рис.10.2. точка “k”) С С

α

dc dc k k

α

dτ τ dτ τ Рис.10.2. Vτ =dc/dτ=tgα

Для реакции А+В=Д, VА= -dCА/dτ; VB= -dCB/dτ; VД= +dCД/dτ. Если для определения скорости реакции брать: количество изменяющегося вещества – количество молей, единицу времени – секунды, а единицу реакционного пространства – литр (для гомогенных систем) и единицу площади межфазового пространства м2 (для гетерогенных систем), то

Vгомоген.=[колич. вещества]/[время] [объем]=моль/с*л; Vгетероген.=[колич. вещества]/[время] [площадь]=моль/с*м2.

Однак сокорость реакции можно определить по любому компоненту. Выбор вещества обуславливается легкостью, удобством и точностью определения количества вещества в реакционной системе. Например, объем выделеного газа, масса образующегося осадка, изменение кислотности раствора и др. На величину скорости химической реакции влияет множество факторов. Прежде всего это:  природа реагирующих веществ;  их концентраця;  давление (если в реакции участвуют газы);  катализаторы (ингибиторы);  поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций);  степень диффузии.

10.2.Факторы влияющие на скорость гомогенных реакций.

10.2.1. Химическая природа реагирующих веществ. Для того, чтобы произошел химический процесс взаимодействия, частицам

необходимо столкнуться. Столкнувшись, молекулы реагентов должны произвести рекомбинацию своих составных частей – атомов. Это значит, что в процессе столкновения должны разорваться химические связи в исходных молекулах и образоваться новые химические связи в молекулах продуктов реакции. Степень трудности разрушения химических связей в исходных реагентах зависит от энергии

связи, а величина энергии связи является одной из основных качеств, характеризующих химическую природу вещества. Так скорость реакций Н2+F2=2HF Н2+Cl2=2HCl будет разная, т.к. при всех одинаковых условиях энергия связи в молекуле фтора значительно меньше, чем в молекуле хлора. Следовательно, фтор будет легче распадаться на атомы и взаимодействовать с водородом. В понятие “природы реагирующих веществ” входит совокупность факторов, определяющих структуру и реакционную способность частиц. Ею определяется специфика взаимодействия. Так, реакции с участием полярных молекул протекают быстрее, чем процессы между неполярными молекулами. Известно также, что при взаимодействии молекул большое влияние на скорость оказывает расположение функциональных групп.

Превращение веществ происходит за счет перераспределения электронных плотностей между составляющими их атомами, что приводит к разрушению старых и образованию новых химических связей.

10.2.2. Концентрации взаимодействующих веществ. Как уже отмечалось, взаимодействие между молекулами реагентов может

происходить только при их контактах. Чем чаще происходят столкновения молекул, тем быстрее протекает реакция. Так как число столкновений зависит от концентрации, то с увеличением концентрации увеличивается и скорость реакции.

Форма зависимости скорости реакции от концентраций реагирующих веществ определяется так называемым законом действующих масс. Впервые закон действующих масс был сформулирован в прошлом веке (1864 – 1867гг) норвежским химиком К. Гульдбергом и П. Вааге. Сейчас известно, что этот закон справедлив только для элементарных реакций.

По сложности процесса взаимодействия реакции делятся на простые (элементарные) и сложные. Простые реакции протекают в одну стадию по стехиометрическому уравнению. Сложными являются реакции, протекающие через ряд последовательных стадий, параллельных направлений, цепные, сопряженные таких реакций большинство.

Закон действующих масс, справедливый для элементарных (простых) реакций, имеет следующую формулировку:  Скорость элементарной химической реакции при данной температуре

пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях с показателями, равными стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для реакции, записанной в общем виде аА+вВ=dD, скорость, согласно закону действующих масс, будет выражена следующим кинетическим уравнением

V=K[A]a[B]в. Кинетическое уравнение – это форма зависимости скорости реакций от концентраций реагентов. В этом уравнении [А] и [В] – концентрации реагирующих веществ; k – константа скорости данной реакции. Физический смысл константы скорости заключается в том, k равна скорости V, если концентрации реагирующих веществ равны единице [A]a=1 моль/л; [B]в=1 моль/л или [A]a[B]в=1 моль/л. По-другому, константа скорости k – это удельная скорость реакции. Константа скорости зависит от

природы реагирующих веществ, температуры, катализатора и площади поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

В зависимости от числа молекул (частиц), участвующих в элементарном химическом акте, различают молекулярность реакции. Встречаются моно-, би- и тримолекулярные реакции. В их элементарном акте участвуют соответственно одна, две и три молекулы. Например; а) N2O5=NO2+NO+O2 –мономолекулярная реакция; б) 2NO2=N2O4 –бимолекулярная реакция; в) 2NO+Cl2=2NOCl –тримолекулярная реакция. Кинетические уравнения этих реакций имеют вид: а) V=K[N2O5]

б) V=K[NO2]2

в) V=K[NO]2 [Cl2] Элементарный акт взаимодействия более трех молекул (частиц) практически неизвестен. Поэтому четыре и более молекулярные реакции не встречаются.

Кроме молекулярности реакции в химической кинетике оперируют также понятием “порядок реакции”.  Порядок реакции – это сумма показателей степеней при концентрациях веществ в

кинетическом уравнении закона действующих масс. Для реакций, приведенных выше, порядок реакции равен соответственно единица (реакция а), двум (реакция б) и трем (реакция в). Для сложных реакций “порядок реакции“ как правило, не равен сумме показтелей степени.

Для реакции: аА+вВ+…=dD

сумма показателей степени будет а+в+…=n

Порядок реакции здесь (η≠n) соответственно, и в кинетическом уравнении показатели степеней у концентраций реагентов не равны а, в, … . В этом случае кинетическое уравнение нужно записать так:

V=K[A]α[B]β (где α≠а‚ β≠в) Порядок сложных реакций (в частности реакций, идущих через промежуточные стадии) определяется экспериментальным путем. Он может быть и дробной величиной. Дробными могут быть и показатели степеней α‚ β и т.д.

Например, для реакций Н2+Br2=2HBr

в начальный период взаимодействия кинетическое уравнение будет иметь вид: V=K[Н2][Br2]0,5

Порядок реакции n=1+0,5=1,5 Размерность константы скорости К зависит от суммы показателей степени при

концентрациях веществ, т.е., от порядка реакции. В реакциях первого порядка V=K[A] размерность К будет с –1

(K=V/[A]=моль/л*с/моль/л=1/с). В реакциях второго порядка V=K[A]2 размерность К равна л/моль*с. В реакциях 3-го порядка V=K[A]3 константа К имеет размерность л2/моль2*с.

В реакциях n-го порядка константа К будет имеет размерность л(n–1)/моль(n–1)*с.

Скорость сложных химических процессов, протекающих через ряд промежуточных реакций обычно определяют по той промежуточной реакции, которая идет наиболее медленно.

10.2.3. Влияние температуры. Скорость реакции сильно зависит от температуры. Можно привести такой

пример: реакция между водородом и кислородом (т.е. реакция окисления водорода 2Н2 + О2=2Н2О) при обычных условиях практически неосуществима. При

температуре 318 0С она произойдет за 230 лет, но при температуре 700 0С происходит взрыв, т.к. скорость реакции очень высока, реакция осуществится за 0,007 сек.

Обобщая экспериментальные данные голландский ученый Вант–Гофф в 1879 году  установил следующее правило: повышение температуры на каждые 10 градусов

увеличивает скорость гомогенных реакций в 2–4 раза. Число, показывающее во сколько раз увеличивается скорость реакции при

повышении температуры на 10 градусов, названо температурным коэффициентом скорости. Температурный коэффициент скорости (коэффициент Вант–Гоффа) обозначают буквой γ.

Vt2= Vt1* γ(t2–t1/10) уравнение Вант–Гоффа где Vt2 и Vt1 –скорости реакции соответственно при температурах t2 и t1 (t2>t1); γ – температурный коэффициент.

γ=К(t+10)/Kt=V(t+10)/Vt=2–4

Kt1/Kt2= γt2–t1/10

Для реакции окисления водорода повышение температуры от 273 до 3730 при γ=2 скорость увеличивается в 1024 раза.

V373/V273= γ 373–273/10=2100/10=210=1024 Уравнение Вант–Гоффа является упрощенным выражением зависимости скорости реакции от температуры. С его помощью можно лишь примерно оценить влияние температуры на скорость реакции. Более точная зависимость скорости от температуры представлена соотношением шведского ученого Сванте Аррениуса (1889г)

Аррениус показал, что константа скорости реакции К имеет следующую зависимость от температуры

lnK= -(E/RT+C) отсюда К=А*е-(E/RT). В этом выражении А – постоянный множитель, не зависящий от температуры и концентраци; е – основание натурального логарифма (равное 2,713); Т – абсолютная температура в Кельвинах (К); Е – энергия активации (кДж/моль), т.е. та энергия, которую нужно сообщить молекулам (частицам), находящимся в исходном состоянии, чтобы они могли вступить в реакцию; R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль*К).

По теории Аррениуса химическая реакция может происходить только при столкновении активных частиц. Активными считаются частицы, имеющие такое количество энергии, которое необходимо для осуществления реакции, т.е. для

преодоления сил отталкивания, возникающих между электронными оболочками частиц, и их взаимодействия. Активные частицы, прежде чем превратиться в конечный продукт, при столкновении друг с другом образуют промежуточную группировку, называемую активированным комплексом. Активированный комплекс является очень неустойчивым переходным состоянием системы, в котором происходит перераспределение химических связей. В дальнейшем исходные химические связи окончательно разрушаются и образуются конечные связи, образуются продукты реакции.

Для реакции А2+В2=2АВ

процесс взаимодействия графически можно изобразить так: А В А … А А А | + | | + | А В В … В В В начальное состоя- переходное состоя- конечное состояние ние системы ние системы (акти- системы (продукты (реагенты) вированный комплекс) реакции)

Для того, чтобы исходные вещесива (реагенты) достигли переходного состояния (превратились в активированный комплекс) система должна получить определенное количество энергии, называемое энергией активизации.

Энергия активизации, входящая в уравнение Аррениуса, представляет собой разность между средней энергией реагирующих частиц и энергией активированного комплекса.

Энергия активизации – своя величина для каждого процесса, это значит, что она является характеристической величиной конкретной реакции можно сказать, что она определяет влияние на скорость химической реакции природы реагирующих веществ. Если сравнивать энергию активизации и энергию диссоциации веществ, то энергия активизации по величине меньше, чем энергия диссоциации наименее прочной связи в молекулах реагирующих веществ. На следующей энергетической схеме для экзотермической реакции А+В=АВ (рис.10.4.) дано соотношение между величиной различных энергий. Активированый комплекс Н А…В

Е А+В

ΔН реакции Σ Н реагентов

Σ Н продукты реакции путь реакции Рис.10.4. Энергетическая схема хода реакции А+В=Д

Активация молекул может быть осуществлена при нагревании или растворении вещества, при выделении энергии в ходе самой реакции, при поглощении ими квантов светового, радиоактивного, рентгеновского или другого излучения, под действием ультрозвука, электрического разряда и даже при ударе о стенку сосуда.

По теории Аррениуса зависимость ln”K” от 1/Т имеет линейный характер (рис.10.5.)

lnK

lnK2

Рис.10.5. Зависимость lnK от 1/Т

lnK1 α 0 1/T1 1/T2 1/T Исходя из графической зависимости lnK от 1/Т можно расчитать энергию активации.

Е=Rtgα Это значит, что энергию активации можно определять из анализа экспериментальных данных по зависимости скорости реакции от температуры.

По закону действующих масс скорость реакции А+В=АВ выражается следующим кинетическим уравнением:

V=K[A][B] Выражение К определяем из соотношения Аррениуса:

К=А*е–Е/RT и подставляем в кинетическое уравнение реакции:

V= А*е–Е/RT[а][в] Произведем замену величины А[а][в] на Z и получаем значение:

V=Z*е–Е/RT Прологарифмировав это выражение, будем иметь уравнение:

lgV=lgZ – (E/RT)lge=lgZ – (0,434E/R)*1/T lgV= -(0,434E/R)*1/T

которое является уравнением прямой в координатах lgV и 1/T, как это представлено на рис.10.5.

lgV

lgZ Рис.10.5. β

1/T Из графика (рис.10.5.) определяют тангенс угла β:

tgβ=lgV/(1/T) = ((-0,434E/R)*(1/T))/1/T = -0,434E/R Последнее выражение позволяет определить энергию активации Е

Е= -tgβR/0,434

10.2.4. Влияние давления. В случае взаимодействия газообразных реагентов, на скорость реакции влияет

также давление . Повышение давления равноценно увеличению концентрации газов. Сжатие системы в два раза соответственно приводит к увеличению концентрации

каждого из газов тоже в два раза. Мы уже знаем, что зависимость скоростьи простых реакций от концентраций определяется законом действующих масс. Следовательно, по этому закону можно в принципе оценивать, во сколько раз изменится скорость реакции при изменении величины давления в данной системе.

В рамках теории химической кинетики зависимость константы скорости от давления выражается следующим уравнением:

(σlnK/Pσ)T= -ΔV/RT в котором ΔV – разность между суммой мольных объемов исходных веществ и мольным объемом активированного комплекса, т.е. изменение объема при переходе реагентов в активированное состояние.

10.3. Катализаторы. Гомогенный катализ. Скорость реакции часто зависит от присутствия в системе “постороннего”

вещества с которым реагенты способны образовывать промежуточные соединения (активированный комплекс) и этим ускорять реакцию. Такие “посторонние” вещества называют катализаторами.

Катализатором называют такое вещество, которое своим присутствием и участием в реакции изменяет скорость, но в конечном итоге выделяется в первоначальном (качественном и количественом) виде. Увеличение скорости реакции при помощи катализатора называют катализом. Если катализатор находится в таком же агрегатном состоянии что и реагенты и между взаимодействующими веществами и катализатором нет поверхности раздела, то такой катализ называют гомогенным.

Сущность и механизм гомогенного катализа. Исходные вещества (реагенты) превращаясь в продукты реакции должны

преодолеть энергетический барьер, равный энергии активизации. Еа (рис.10.6.) Н А…В

ΔЕкат. Еа А…К АК…В Еа1 Еа2 А+В А+В К(kat)

AK ΣН исх. реаг.

АВ АВ+К ΣН кон.прод.

Путь реакции Рис.10.6. Энергетическая диаграма а) реакции А+В=АВ без катализатора; б) каталитической реакции А+В+К=АВ+К Еа – энергия активации реакции без катализатора; Еа1 и Еа2 – энергия реакции каталитической реакции; АК – соединение вещества катализатора с одним из реагентов; А…К, АК…В – активированные комплексы каталитической реакции; А…В – активированный комплекс обычной (некатализируемой) реакции;

ΔЕкат. – снижение энергии активизации под действием катализатора. Сущность гомогенного катализа заключается в том, что катализаторы уменьшают

величину энергетического барьера. Это происходит по следующему механизму: катализатор взаимодействует с одним из реагентов, образуя промежуточный комплекс. Затем этот промежуточный (активированный) комплекс взаимодействует с вторым реагентом, образуя конечные продукты и высвобождая катализатор в неизменном первоначальном виде.

За счет образования промежуточного комплекса реагент-катализатор энергтический барьер уменьшается на величину ΔЕкат.. Примером гомогенного катализа может служить реакция окисления SO2 в SO3 в нитрозном способе получения серной кислоты.

2SO2+O2+NO(кат.)=2SO3+NO Без катализатора реакция идет медленно и процесс неэффективный. Катализатор, оксид азота (II), первоначально взаимодействует с кислородом, образуя активированный комплекс NO2.

2NO+O2=2NO2 Затем это промежуточное соединение легко взаимодействует с оксидом серы (IV), окисляя его до SO3 и выделяя в первоначальном виде катализатор.

NO2+SO2=SO3+NO Применение катализатора NO сопровождается уменьшением энергетического барьера на величину ΔЕкат. и значительно ускоряет реакцию.

10.4. Особенности кинетики гетерогенных реакций. Гетерогенные реакции – это реакции между химическими реагентами,

находящимися в различных агрегатных состояниях. Таких процессов очень много. К ним относятся горение топлив, взаимодействие металлов с кислотами, получение азотной кислоты абсорбцией оксидов азота водой, выщепачивание кислотами руд, обработка нефтепродуктов серной кислотой и др.

Особенностью гетерогенных процессов является то, что взаимодействие между реагентами происходит на границе раздела фаз. На скорость таких реакций влияют как химические так и физические факторы. К последним относятся величина поверхности раздела фаз и быстрота переноса вещества из объема к границе раздела и от нее в объем. Для увеличения поверхности раздела фаз необходимо твердое вещество измельчать и распылять один из двух несмешивающихся жидких реагентов. Следовательно, на скорость гетерогенных реакций влияет степень дисперсности реагента. Так как твердое вещество в результате взаимодействия изменяет только свою массу (концентрация его всегда постоянна), то в кинетическое уравнение закона действующих масс твердое вещество не включается.

Как уже было сказано, химическая реакция в гетерогенных системах протекает на поверхности раздела фаз. Для того, чтобы непрерывно протекала реакция необходима постоянная доставка реагента к поверхности раздела фаз и уноса с нее уже образовавшегося вещества. Как видим, процесс делится на три последовательные стадии: диффузия реагента в зону взаимодействия, химическая реакция, удаление продукта реакции.

В соответствии с теорией диффузии: диффузионный поток тем интенсивнее, чем большн разность между концентрацией реагента в данной точке объема (Со) и в зоне реакции (Ср), больше коэффициент диффузии Д и меньше тощина слоя (δ), через который происходит массопередача. В случае стационарного режима (т.е. режима, при котором за рассматриваемый промежуток времени на реакцию расходуется все вещество, доставленное к поверхности раздела фаз), скорость реакции может быть расчитана по следующему уравнению, связывающему скорость процесса с химическим (К) и диффузионным (Д/δ=β) факторами.

V=(K*β/K+β)*Со Здесь встречается два случая: 1. Медленно протекает сама химическая реакция. (К мало, “химическое

сопротивление” К–1 значительное. Процесс протекает в так называемой кинетической области. Для увеличения скорости необходимо применять теже способы воздействия на реакцию, как в гомогенных системах.

2. Медленным является сам процесс переноса вещества (велико “диффузионное сопротивление” β–1). В этом случае для увеличения скорости применяют перемешивание.

Гетерогенный катализ. Если взаимодействующие вещества и катализатор находятся в разных фазовых

(агрегатных) состояниях, катализ – гетерогенный. В гетерогенных каталитических реакциях катализатором является твердое вещество. Например, платиновый катализатор используется при окислении аммиака, катализаторы на основе меди и золота – при синтезе высокомолекулярных соединений (пластмасс и смолы), цинка и хрома – в производстве метанола, ванадий – при получении серной кислоты и т.д.

В случае гетерогенного катализа взаимодействие между реагентами протекает на поверхности катализатора. Механизм процесса состоит из 5-и стадий.

Первая стадия – диффузия реагентов к катализатору. Вторая стадия – адсорбция реагентов на поверхности катализатора. (на этой

стадии происходят изменения в электронном строении реагентов и снижается энергетический барьер).

Третья стадия – реакция на поверхности катализатора. Четвертая стадия – десорбция продуктов реакции. Пятая стадия – диффузия продуктов в объем. Ускорение процесса при гетерогенном катализе, как и в гомогенном, объясняется

образованием активированного комплекса. Для увеличения поверхности катализатора его стараются делать губчатым. На выступающих точках (вершинах) катализатора, называемых активными центрами не только адсорбцируются молекулы реагентов, но и претерпивают изменения, в результате которых облегчается образование конечных продуктов.

Рассмотрим этот процесс на примере синтеза аммиака: N2+H2=2NH3

После адсорбции азота и водорода на поверхности твердого катализатора происходит разрыв связей между атомами азота в молекуле азота N≡N и между атомами водорода в молекуле водорода Н–Н. На эту операцию затрачивается энергия. Однако каждая разорвавшаяся связь в молекуле азота, так же и в молекуле водорода насыщается за счет образования связи с катализатором. Образуется промежуточный комплекс Kat–N

и Kat–H. Происходит выделение энергии, чем частично компенсируется затрата энергии на разрыв связей в молекулах реагентов. На последующем этапе происходит разрыв связей в промежуточных комплексах Kat–N и Kat–H и образование молекул продуктов реакции NH3. При этом выделяется значительная энергия и катализатор высвобождается для дальнейших актов взаимодействия.

Иногда для усиления эффективности катализатора применяют дополнительные вещества, называемые промоторами. Промоторы сами не являются катализаторами, но повышает активность катализаторов. Например, применяемый в производстве серной кислоты катализатор V2O5 повышает свою активность в присутствии оксида бария или аллюминия.

За счет уменьшения энергии активации путем применения катализаторов скорость реакции возрастает во много раз. В следующей таблице 10.1. приведены значения энергии активации некоторых процессов без катализатора и с катализатором.

Таблица 10.1. Реакция Энергия активации Еа кДж/моль катализатор

без катализатора с катализатором С2Н4+Н2=С2Н6 180 40 платина

2HJ=H2+J2 200 60 платина 2SO2+O2=2SO3 250 60 платина 2NH3=N2+3H2 326 167 железо

2H2O2=2H2O+O2 750 55 иод Используя уравнение:

К=Ас-Еo/RT можно оценить, во сколько раз увеличится скорость реакции при каталитическом уменьшении эенргии активации. Например, если энергию активации снизить с 251 до 167 кДж/моль то скорость реакции возрастает в е20 раз.

Другие факторы, влияющие на скорость. а) Растворитель. Влияние растворителя обусловлено многими факторами – ван-днр-вальсовыми и дисперсионными взаимодействием, электростатич. взаимодействием между ионами и диполями, сольватацией и др. б) Электрический разряд. В этом случае скорость реакции пропорциональна мощности электрического разряда. в) Радиационное воздействие. В результате прохождения ионизирующего излучения через вещество. г) Фотохимическое воздействие. –под действием света. Если постороннее вещество замедляет реакцию, то такой отрицательный катализатор называется ингибитором. Например, реакция разложения Н2О2 замедляет глицирин. Следовательно глицирин является ингибитором Н2О2.

10.5. Цепные реакции. Одной из разновидностей класса сложных реакций являются цепные реакции.

Если для других типов реакций скорость с течением времени уменьшается, так как

уменьшается концентрация реагентов, то у цепных реакций наоборот, увеличение скорости со временем.

Цепной реакцией называют химическое взаимодействие реагентов, в котором первоначально появившаяся активная частица (возбужденный атом или радикал) приводит не к одному, а к множеству превращений, и передают свою энергию возбуждения вновь образовавшимся частицами.

Появление первоначальной активной частицы (возбужденного атома или радикала) может произойти в результате любого энергетического импульса (кванта света, электрического разряда, электронного удара, местного повышения температуры). Каждая активная частица вызывает целую цепь последующих превращений и резко увеличивает скорость химического взаимодействия. Так смесь водорода с хлором при комнатной температуре на рассеяном свету практически не взаимодействует. Но как только такую смесь осветить прямым солнечным светом, то она начинает активно реагировать и может произойти даже взрыв.

Существует два типа цепных реакций, реакций с неразветвляющимися и с разветвляющимися цепьями. Примером первого типа цепных реакций может служить процесс синтеза хлорида водорода из молекулярного водорода и молекулярного хлора. При освещении смеси газообразных хлора и водорода под действием кванта света молекула хлора распадается на две активных частицы. Происходит зарождение цепи.

Cl2+hv=2Cl* (звездочкой отмечена активная частица) Далее активный хлор Cl* приводит в действие механизм развития цепи.

Cl*+H2=HCl+H* H*+Cl2=HCl+Cl Cl*+H2=HCl+H*

и так далее Каждая молекула активного хлора (частица Cl*) может привести к образованию до 104 (100000) молекул хлорида водорода. Реакция между хлором и водородом представляет собой длинную цепь последовательно протекающих элементарных процессов.

Обрыв цепи возможен при столкновении двух одинаковых частиц. Cl*+Cl*=Cl2; H*+H*=H2.

Однако вероятность такого процесса мала, так как образование малекул из атомов сопровождается выделением энергии, которая вновь приводит к разрыву образующихся связей. И процесс взаимодействия между водородом и хлором идет до конца. Чтобы осуществить обрыв цепи необходимо осуществить отвод энергии. Это возможно с помощью твердого тела: частицы примеси, стенки сосуда и др.

Реакция с разветвляющимися цепьями отличаются от реакций с неразветвляющимися цепьями тем, что возникновение одного сводного радикала может привести к образованию сразу нескольких активных частиц и процесс начинает развиваться лавинообразно.Примером реакции с разветвляющейся цепью может служить окисление водорода кислородом. Начало цепи даст при определенных условиях реакция:

Н2+О2=ОН*; ОН*+Н2=Н2О+Н* или Н2+hv=2H* Далее идет развитие и разветвление цепи. Н2О

ОН*+Н2 ОН*… Н*+О2 Н*+О2 О*… Н2О ОН*+Н2 О*+Н2 Н*… ОН*…

Н*+О2 О*…

Такой механизм очень типичный для реакций идущих со взрывом. Увеличение активных центров определяется “коэффициентом размножения”. Если этот коэффициент больше единицы (1,1–1,2), то скорость реакции непрерывно нарастает и процесс переходит в фазу взрыва.

Механизм цепных реакций очень сложный. На развитие реакции влияет скорость зарождения активных частиц, скорость разветвления цепи, скорость ее обрыва, а также ряд внешних факторов – давление, температура, скорость отвода тепла.

Разработка теории цепных реакций начата Боденшнейном (1913). Однако математическая теория и физические основы течения цепных реакций заложены и развиты в работах Н.Н.Семенова, Н.М.Эммануэля, Хиншельвуда. Разработанная ими теория цепных процессов получила широкое применение в современной технике и энергетике.

Глава 11. Химическое равновесие.

11.1. Причины обратимости химических процессов. Самопроизвольно протекающие химические реакции можно разделить на две

группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают только в одном направлении. В этих реакцииях

исходные вещества (реагенты) практически полностью превращаются в стехиометрическом состоянии в продукты реакции. Необратимости реакции способствуют условия, при которых хотя бы один из продуктов реакции уходит из

реакционной зоны в виде осадка, газообразного вещества или представлять собой малодиссоциирующее в реакционной среде вещество.

Примером необратимых реакций могут быть следующие взаимодействия: AgNO3+NaCl=AgCl↓+NaNO3

Na2CO3+2HCl=CO2↑+NaCl+H2O Соблюдается такое правило: чем менее растворимым является продукт реакции,

чем труднее диссоциирует труднодиссоциируемое соединение, тем полнее протекает необратимая реакция. Необратимую реакцию нельзя повернуть в обратную сторону без ввода новых реагентов и без затраты энергии.

Существует множество реакций, которые не идут до полного превращения реагентов в продукты, взаимодействие как бы прекращается на определенном этапе. В реакционной смеси обнаруживаются как продукты реакции, так и исходные вещества. На самом деле реакция не прекращается, а только с определенного момента продукты реакции начинают взаимодействовать и выделять исходные вещества, т.е. начинает протекать обратная реакция. Такие реакции называются обратимыми. Обратимыми называются реакции, которые при данных условиях одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

аА+вВ↔сС+dD К обратимым относятся следующие реакции.

N2+3H2↔2NH3 H2+J2↔2HJ

2SO2+O2↔2SO3 В обратимых реакциях вместо знака равенства ставится взаимнонаправленные стрелки, указывающие на обратимость процесса.

Обратимые реакции характеризуются химическим равновесием. Под химическим равновесием понимают не изменение во времени (при

постоянных давлении, объеме и температуре) состояние системы, содержащей вещества, способные к химическому взаимодействию.

Различают истинное и кажущееся (метастабильное) равновесия. Истинное химическое равновесие характеризуется тремя признаками:

 в системе не происходит видимых во времени изменений при отсутствии внешних воздействий;

 равновесие достигается как при прямой, так и при обратной реакции;  самое малое внешнее воздействие легко смещает равновесие в ту или другую

сторону. Метастабильным (кажущимся) равновесием является таким состоянием системы,

при котором из-за некоторых “тормозящих” факторов химическая реакция не доходит до состояния истинного равновесия. Торможение химической реакции может происходить как в самом начале процесса, так и в некоторый момент, если возникают тормозящие факторы. Метастабильное равновесие отличается от истинного тем, что при устранении “тормозящих” факторов, реакция идет до достижения истинного равновесия. Для истинного равновесия ΔG0х.р.=0, а для метастабильного ΔG0х.р.<0. Термодинамическим условием наступления истинного является ΔG0х.р.=0.

Хотя при химическом равновесии ΔG0=0, но взаимодействие веществ не прекращается реакция продолжается. Молекулы реагентов двигаются, соударяются,

образуют новые вещества которые от соударения снова распадаются на исходные вещества. Равновесное состояние – это такое состояние, при котором число образовавшихся молекул продукта реакции равно числу распавшихся молекул на исходные вещества.

Состояние химического равновесия любой равновесной системы сохраняется до тех пор, пока сохраняются в неизменном виде внешние факторы (температура, давление) и в систему не вводятся дополнительно никакие вещества (ни реагенты, ни продукты реакции).

Рассмотрим химическое равновесие с точки зрения закона действующих масс. Для обратимого процесса, изображенного в общем виде:

V аА+вВ↔сС+dD

V Скорость прямой реакции (V) с течением времени уменьшается, а скорость обратной – увеличивается (V) (Рис.11.1.)

V V

V=V равновесие Рис.11.1.

V время Запишим кинетические уравнения прямой и обратной реакции.

V=K1[A]a[В]в

V=K2[C]c[D]d Для состояния равновесия V=V Приравняем правые части кинетических уравнений

K1[A]a[В]в= K2[C]c[D]d Берем отношения константы скоростей

K1/K2=[C]c[D]d /[A]a[В]в Заменим отношение постоянных величин констант скоростей K1/K2 на постоянную величину К, называемую константой равновесия. Получим:

К=[C]c[D]d /[A]a[В]в Для конкретной равновесной системы

N2(г)+3Н2(г)↔2NH3(г) выражение константы равновесия будет следующим

К=[NH3]2/[N2][Н2]3

Для равновесных систем закон действующих масс может быть сформулировать так: Химическое равновесие устанавливается, когда произведение концентраций продуктов реакции, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, деленное на произведение концентраций реагентов, возведенных в

соответствующие степени, становится постоянной величиной при определенных условиях.

Константа равновесия является количественной характеристикой химического равновесия. Она не зависит от начальных концентраций реагирующих веществ, но зависит от температуры. Константа равновесия не зависит также и от пути реакции, ее механизма, а определяется только значением равновесных концентраций реагентов и продуктов реакций.

Зная величину константы равновесия и исходные концентрации реагентов можно расчитать равновесные концентрации всех веществ.

Константа равновесия химических реакций связана со стандартным изменением энергии Гиббса этой реакции ΔG0 следующим уравнением.

ΔG0= -2,3RTlgKT При температуре 250С (Т=298К)

ΔG0298= -5,69lgK298 (кДж/моль)

11.2. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Достижение истиного химического равновесия для химического процесса

энергетически выгодно. (т.к. ΔG =0). Однако для промышленной технологии установление равновесия между продуктами реакции и реагентами экономически невыгодно, так как снижает выход конечного продукта. Это ставит перед химиками задачу смещения равновесия в сторону получения максимального количества продукта реакции. Такого эффекта можно добиться изменением условий, при которых установлено равновесие.

Экспериментально определено, что при изменении концентрацй веществ, давления в реакторе, температуры проведения процесса, изменяется скорость как прямой, так и обратной реакции. Равновесие в системе нарушается и происходит его смещение в сторону той реакции, скорость которой больше. Спустя некоторое время система снова приходит в состояние равновесия, но уже отвечающее новым (изменившимся) условиям.

Рассмотрим по-отдельности основные факторы влияющие на равновесие. а). Изменение концентраций реагентов. Для гомогенной равновесной системы аА+вВ↔сС+dD при неизменных давлении

и температуре изменение концентрацй веществ приводит к смещению равновесия. Записываем выражение константы равновесия.

К=[C]c[D]d/[A]a[B]в как известно, константа равновесия при неизменной температуре –величина постоянная. При увеличении концентрации исходных веществ (Реагентов “А” и “В”) равновесие должно сместиться вправо, т.е. в сторону увеличения концентраций продуктов реакции. К этому выводу мы придем, анализируя выражение константы равновесия. Так как “К” – величина постоянна, то при увеличении концентрации реагентов [А] и [В], стоящих в знаменателе, должен увеличиваться числитель, т.е. концентрации продуктов реакции [C] и [D]. Происходит дальнейшая реакция с получением дополнительного количества конечного продукта. При этом, естественно, уменьшается концентрация исходных веществ. Следовательно, увеличив концентрацию исходных веществ, мы смещаем равновесие в сторону прямой реакции,

т.е. реакции расходующеей добавленное количество реагентов до установления нового равновесия.

Сместить равновесие вправо можно и путем вывода части получаемых продуктов из зоны реакции. В нашем случае – уменьшением концентрации веществ [С] с [D] равновесие смещается в сторону прямой реакции.

Изменение давления. Изменение давления влияет на состояние равновесия систем, содержащих

газообразные вещества. Изменение давления равноценно изменению концентрации всех газообразных веществ. Это значит, что в большей мере изменяется скорость той реакции, в которой участвует большее количество молекул газов.

Если в системе N2(г)+3Н2(г)↔2NH3(г) повысить давление в два раза, то в два раза увеличится концентрации каждого из веществ. Однако молекул исходных веществ больше, чем число молекул продукта реакции, то скорость прямой реакции будет выше скорости обратной реакции и поэтому равновесие смещается вправо.

Следовательно, можно сделать такой общий вывод: повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, содержащей меньшее число молей газа. N2 + 3Н2 ↔ 2NH3 1моль 3моль 2моль 4моль 2моль 4объема 2объема направлени смещения равновесия Чем больше изменение объема системы в прямой реакции, тем больше влияние давления на сдвиг равновесия, но если в процессе взаимодействия объем системы не меняется, то изменение давления не влияет на равновесие. Так, в системе Н2(г)+J2(г)↔2HJ изменение давления не смещает равновесие ибо до реакции и после объем не изменяется.

Изменение температуры. Для выяснения влияния температуры на смещение равновесия конкретной

равновесной системы необходимо знать энтальпию этой системы. Если прямая реакция эндотермическая, т.е. идет с поглощением теплоты (+ΔН), то обратная реакция будет экзотермической (–ΔН). При повышении температуры ускоряется как прямая, так и обратная реакции, но в разной степени. Для обратимых реакций энергия активации эндотермического процесса больше энергии активации экзотермического процесса. Чем больше энергии активации, тем сильнее скорость реакции зависит от температуры.

Следовательно, при увеличении температуры происходит смещение химического равновесия в сторону эндотермической реакции, т.к. в результате этой реакции поглощается теплота и система охлаждается.

Для системы: аА+вВ=сС; +ΔН

повышение температуры Т↑ смещает равновесие вправо (→).

Изменение внешних условий, при которых система находится в равновесии, приводит к смещению равновесия в сторону реакции противодействующей вызванному изменению.

Это универсальное правило сформулировано французским химиком-технологом Ле Шателье и названо впоследствии принципом Ле Шателье.  Если на систему, находящуюся в истинном химическом равновесии,

воздействовать из вне путем изменения какого-либо параметра, влияющнго на равновесие (концентраця, давление, температура), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая способствует востановлению первоначального состояния системы.

Влияние катализатора. Катализатор равновесие не смещает, т.к. он не является ни реагентом, ни

продуктом реакции. Катализатор в одинаковой степени изменяет скорость как прямой, так и обратной реакции. Этим способствует быстрейшему достижению химического равновесия, т.е. он обеспечивает достижение химического равновесия за меньший промежуток времени.

11.3. Особенности равновесия в гетерогенных системах. Реакции между веществами, находящимися в различных агрегатных состояниях

протекает на поверхности раздела фаз. Если в гетерогенной равновесной системе какое-то вещество находится в твердом состоянии, то добавление в систему этого вещества не приведет к смещению равновесия, т.к. концентрация этого вещества постоянна, независима от величины его массы.

Так, для следующей гетерогенной равновесной системы: FeO(тв)+H2(г)↔Fe(т)+H2O(г)

выражение константы равновесия не будет содержать ни оксида железа, ни железа: К=[H2O(г)]/[H2(г)]

А для системы: CO3(тв)↔CaO(тв)+CO2(г)

в выражение константы равновесия входит только СО2: К=[СО2]

11.4. Химико-экологические равновесия. Химическая реакция в любой неживой или живой системе самопроизвольно

протекает только в направлении ведущему к достижению равновесия. После достижения равновесия изменений в системе не наблюдается. Рассматриваемые нами ранее системы, системы лабораторных и промышленных масштабов, относятся к системам закрытого типа. В этих системах, как правило, может происходить обмен с окружающей средой только энергией, но за границы системы не происходит проникновение вещества.

Микро- и макро-экосистемы, являются открытыми системами, т.к. они обмениваются с окружающей средой как энергией, так и веществом. Существующее или возникающее равновесие в этих системах зачастую носит временной характер.

Глобальные природные или антропогенные воздействия на установившееся равновесие в микро- или макроэкосистеме приводит к смещению этого равновесия и протеканию химических или физикохимических процессов могущих привести к изменению самой структуры системы. Рассмотрим конкретный пример: эрозия горных, ландшафтных пород, протекающих под воздействием воды, углекислого газа и кислорода. Карбонатные составляющие этих пород вступают в реакцию с водой и углекислым газом.

комментарии (0)
Здесь пока нет комментариев
Ваш комментарий может быть первым
Это только предварительный просмотр
3 страница на 22 страницах
Скачать документ