Лекция 7.2-Кудрина

1. Основные закономерности протекания химических процессов

7.2. Типы сложных реакций.
Химическое равновесие.
Принцип Ле Шателье

2. Цели занятия

◼ Изучить различные виды
химических реакций.
◼ Цепные реакции как основные,
протекающие при горении.
◼ Ввести понятие химического
равновесия и управления
химическими реакциями.

3. Литература

1. Глинка Н.Л. "Общая химия". - Л.:
Химия, 2009, гл. 6, с.186-211.
2. Кожевникова Н.Ю., Коробейникова
Е.Г., Чуприян А.П., Аксенов А.Н.,.
"Вопросы и задачи по химии".
Учебное пособие. - Л.: СПбВПТШ,
2001, тема 7, с.14-17.

4. 1. Типы сложных реакций

РЕАКЦИИ
сложные
простые
(одностадийные)
(многостадийные)
процесс клеточного
дыхания содержит
22 стадии

5.

Параллельные
называются реакции
вида В А → С.
Последовательные
А → В → С.
типы сложных
реакций
Сопряженные
Осуществление одной
реакции А → В
обусловливает протекание
другой D → E, вторая
реакция протекает только
в присутствии первой.
Цепные

6.

Последовательные :
А → В → С.
Например, галогенирование алканов:
СН4 + Cl2 → CH3Cl + HCl
CH3Cl + Cl2 → CH2Cl2 + HCl

7. 2. Цепные реакции, их классификация и механизм протекания

Цепные реакции – это
самоподдерживающиеся химические
реакции, при которых продукты
принимают участие в образовании новых
продуктов, а промежуточными
продуктами являются активные частицы –
свободные радикалы.
Характерна большая скорость и часто это
взрыв. Эти реакции играют важную роль
в химии горения.

8.

Свободный радикал
– это частица, содержащая
один
или
более
неспаренных электронов и
вследствие этого очень
реакционно активная.

9.

Свободные радикалы
монорадикалы бирадикалы
Н , Cl , OH ,
CH3
O

10.

11.

Для любой цепной
реакции характерны три
основные стадии:
зарождения
(инициирован
ия)
развития
обрыва
цепи

12.

Зарождение цепи происходит тогда, когда
наиболее слабая связь в реагенте разрывается с
образованием свободного радикала, который
затем выступает в качестве носителя цепи.
◼
Рост (развитие) цепи. На этой стадии
свободный радикал атакует молекулу реагента с
образованием молекулы продукта и другой
активной частицы. Стадия развития повторяется
много раз, что приводит к образованию
большого числа конечных и промежуточных
продуктов.
◼
Обрыв цепи. На это стадии происходит
окончательное расходование промежуточных
продуктов или их разрушение. Цепная реакция
может оборваться и под действием ингибиторов.
◼
◼
Различают неразветвленные и
разветвленные цепные реакции.

13.

Неразветвленные цепные
реакции
H2 + Br2 → 2HBr
Зарождение
цепи:
h
Br2 ⎯→ Br . + Br .
Рост
(развитие)
цепи:
Br . + H2 → HBr + H .
H . + Br2 → HBr + Br .
Обрыв
цепи
Br . + Br . → Br2
H . + H . → Н2
Br . + H . → HBr
…

14. Разветвленные цепные реакции

на отдельных стадиях из одного свободного
радикала возникают более одного (2 или 3) новых.
Если обрыв цепей отсутствует или
достаточно мал, Реакция носит
характер взрыва.

15. 3. Обратимые реакции. Принцип Ле Шателье. Использование принципа Ле Шателье при ведении производственных процессов  

3. Обратимые реакции. Принцип Ле
Шателье. Использование принципа Ле
Шателье при ведении производственных
процессов
Обратимые - реакции, которые могут
протекать как в прямом, так и в обратном
направлении:
А + В С + D.
они не идут до конца, в системе всегда
остаются исходные вещества.
Обратимых реакций большинство.
Например,
3Н2 + N2 2NH3
C2H4 + H2O C2H5OH

16.

А+В С+D
в общем виде
= k [ A] [ B ]
прямая реакция
= k [C ] [ D]
обратная реакция
Константы скоростей прямой и
обратной реакции не равны, т.к. Еа для
прямой и обратной реакции разные.

17.

Химическое равновесие состояние системы, при котором
скорость прямой реакции равна
скорости обратной реакции:
=

18. в общем виде: аА + bB  cC + dD

в общем виде:
аА + bB → cC + dD
a
b
c
d
= k [ A] [ B] = k [C ] [ D]
c
d
k [C] [D]
=
= Kравн
a
b
k [A] [B]

19.

Величина, равная отношению
произведений равновесных
концентраций продуктов реакции к
произведению равновесных
концентраций исходных веществ в
степенях их стехиометрических
коэффициентов, называется
константой равновесия
химической реакции
Кравн.
[C ] [ D]
K рав н =
a
b
[ A] [ B ]
c
d

20.

◼ Константа равновесия зависит
только от температуры и природы
веществ, и не зависит от
концентрации веществ, от
давления.
◼
Как и в случае выражения для
скорости реакции в выражение
для константы равн. входят
концентрации только
газообразных и жидких веществ,
а твердые вещества не
учитываются.

21.

2SO2 + O2 2SO3
K рав н =
[ SO3 ]
2
[ SO2 ] [O2 ]
2

22. Fe3O4(тв) + 4CO  3Fe(тв) + 4CO2

Fe3O4(тв) + 4CO 3Fe(тв) + 4CO2
4
[CO2 ]
K равн =
4
[CO]

23. Н2О  Н+ + ОН

+
−
Н2О Н + ОН
+
−
[ H ] [OH ]
K рав н =
[ H 2 O]

24.

Чем больше численное значение
константы равновесия, тем более полно
протекает реакция, и тем больше
концентрация продуктов реакции.
За возможность и глубину протекания
процесса в т/д отвечает энергия Гиббса.
G0 = − RT ln Kравн.
Уравнение изотермы реакции
По величине G можно вычислить Kравн, а
затем и равновесные концентрации
реагентов.
чем больше отрицательные значения G,
тем большее значение имеет Кравн, и в
равновесной системе будут преобладать
продукты реакции.

25. Факторы, влияющие на химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Химическое равновесие:
Gр,Т = 0
является наиболее
устойчивым состоянием
системы.
Если изменяются условия,
то равновесие
нарушается и смещается
в сторону прямой или
обратной реакции.

26.

принцип Ле Шателье:
Если на систему,
находящуюся в
равновесии, оказать
какое-либо воздействие,
то равновесие сместится
в направлении,
ослабляющем данное
воздействие.

27. Влияние температуры на смещение равновесия

3Н2 + N2 2NH3
Н0 = -92кДж
прямая реакция экзотермическая, а
обратная эндотермическая.
При увеличении температуры
равновесие смещается в сторону её
поглощения, т.е. В сторону
эндотермической реакции ,в данном
случае -обратной

28.

3Н2 + N2 2NH3 ; Н0 = -92кДж
При уменьшении температуры
равновесие смещается в сторону
выделения теплоты –
экзотермической реакции, в
нашем случае -прямой

29.

Вывод
При повышении
температуры равновесие
смещается в сторону
эндотермической реакции,
а при понижении
температуры в сторону
экзотермической реакции.

30. Влияние концентраций реагирующих веществ на смещение равновесия

3Н2 + N2 2NH3
Если увеличивать концентрацию
исходных: Н2 и N2 , т.е. ввести в
рекционную смесь дополнительные
количества азота или водорода, то
равновесие смещается в сторону
прямой реакции, так как при
протекании этой реакции
концентрации N2 и Н2
уменьшаются

31. 3Н2 + N2  2NH3

3Н2 + N2 2NH3
Если уменьшить концентрацию Н2
и N2 , т.е. вывести из реакционной
смеси количества азота или
водорода, то равновесие
смещается в сторону обратной
реакции, так как при протекании
этой реакции концентрации N2 и
Н2 увеличиваются

32. Влияние давления на смещение равновесия

Повышение давления (сжатие)
сдвигает равновесие в сторону
веществ, занимающих меньший
объем;
понижение давления – в сторону
большего объема.
Считаем газообразные объёмы
исходных и продуктов

33.

Условия проведения реакций, идущих
с увеличением объема ( V>0)
с уменьшением объема ( V<0)
СН4 + Н2О СО + 3Н3
2 объема
4 объема
С2Н6 С2Н4 + Н2
1 объем 2 объема
3Н2 + N2 2NH3
4 объема 2 объема
С2Н4 (газ) → (С2Н4)n (тв)
1 объем
тв. в-во
Для увеличения выхода
продуктов нужно
пониженное давление.
Для увеличения выхода
продуктов нужно
увеличить давление.

34. Влияние катализатора на смещение равновесия

Катализатор, снижая Еа и прямой
и обратной реакции, в равной мере
ускоряет и прямую, и обратную
реакцию.
Катализатор лишь уменьшает
время достижения равновесия в
исходной системе.

35. Задание на самоподготовку:

Повторить материалы лекции 7.1 и
7.2 по конспекту.
2. 2. Повторить гл.6, с.168-211Глинка
Н.Л. "Общая химия". - Л.: Химия,
2009.
3. Е.Г. Коробейникова, А.П. Чуприян,
А.Н.Аксенов. «Вопросы и задачи по
химии» стр.16, №2,5,8,16.
1.

36.

Температурные условия проведения процессов
экзотермических
эндотермических
Примеры
получение аммиака
3Н2 + N2 → 2NH3 + Q
реакции полимеризации
С2Н4 → (С2Н4)n + Q
реакции дегидрирования
С2Н6 → С2Н4 + Н2 – Q
реакции разложения
СаСО3 → СаО + СО2 – Q
Условия проведения процессов
Для увеличения выхода конечных
веществ (продуктов реакции)
необходима система охлаждения
(понижение температуры).
Пожарную опасность
представляют ситуации с
нарушением системы охлаждения
(перегрев), пожароопасными
являются и некоторые
хладоагенты.
Для увеличения выхода конечных
веществ (продуктов реакции)
необходим постоянный нагрев
реакционной смеси (в некоторых
случаях огневой обогрев).
Пожарную опасность
представляют постоянно
действующие источники тепла.

37.

Если объемы газообразных исходных веществ и продуктов
реакции равны, давление практически не оказывает
влияния на смещение равновесия. Примеры таких
реакций:
Н2 + Cl2 2HCl
СО + Н2О СО2 + Н2.
Если среди реагентов нет газообразных веществ, то
влияние на смещение равновесия может оказать только
очень высокое давление. Примером может служить
процесс искусственного получения алмаза:
С(графит) С(алмаз) – Q
Изменение объема в этом случае очень мало, т.к.
плотность графита и плотность алмаза различаются
незначительно (2,2 г/см3 и 3,5 г/см2 соответственно).
Следовательно, для смещения равновесия в прямом
направлении требуется очень высокое давление.
Поскольку реакция эндотермическая, то для смещения
равновесия вправо требуется нагрев.
Синтез технических алмазов производят, нагревая графит
в присутствии родиевого катализатора до температуры
30000 под давлением около 100000 атмосфер.