Скорость химических реакций и химическое равновесие

Слайд 1. Скорость химических реакций и химическое равновесие

Слайд 2. Химическая реакция как процесс изменения

Во время реакции одни вещества расходуются, а другие образуются. Скорость реакции показывает, насколько быстро изменяется количество или концентрация вещества.

Быстрая реакция заметна почти сразу: например, горение. Медленная может продолжаться долго: например, коррозия железа.

Слайд 3. Определение скорости химической реакции

Средняя скорость реакции — это изменение концентрации вещества за определённый промежуток времени.

Для исходного вещества концентрация уменьшается:

$v=-\frac{\Delta c}{\Delta t}$

Для продукта реакции концентрация увеличивается:

$v=\frac{\Delta c}{\Delta t}$

Знак «минус» у исходного вещества нужен потому, что его концентрация убывает.

Слайд 4. Как наблюдать скорость реакции

• выделение газа и появление пузырьков

• изменение цвета раствора

• образование осадка

• изменение температуры

• изменение давления в закрытом сосуде

• изменение массы системы

Слайд 5. Быстрые и медленные реакции

Горение газа

Реакция кислоты с карбонатом

Взрывные процессы

Нейтрализация сильной кислоты и щёлочи

Ржавление железа

Созревание и разложение органических веществ

Образование минералов

Некоторые процессы в природе

Слайд 6. Микроуровень: почему реакции идут с разной скоростью

Частицы должны столкнуться, чтобы взаимодействовать.

Столкновение должно иметь достаточную энергию.

Частицы должны встретиться подходящим образом.

Слайд 7. Энергия активации

Даже при столкновении частицы не всегда реагируют. Им нужно преодолеть энергетический барьер — энергию активации.

Чем ниже этот барьер, тем больше эффективных столкновений и тем быстрее реакция. Нагревание обычно помогает частицам преодолеть барьер.

Слайд 8. Главные факторы скорости

При нагревании частицы движутся быстрее, а эффективных столкновений становится больше.

Чем больше частиц в данном объёме, тем чаще они сталкиваются.

Порошок обычно реагирует быстрее крупного куска того же вещества.

Катализатор изменяет путь реакции и снижает энергию активации.

Слайд 9. Влияние температуры

При повышении температуры частицы движутся интенсивнее. Возрастает не только число столкновений, но и доля столкновений с достаточной энергией.

Практический пример: пища быстрее готовится при нагревании, а продукты в холодильнике дольше сохраняются.

Слайд 10. Влияние концентрации

• В растворе с большей концентрацией частицы встречаются чаще.

• Частота столкновений увеличивается.

• Скорость реакции обычно возрастает.

• Пример: более концентрированная кислота быстрее взаимодействует с подходящим веществом.

• Сравнивать нужно при одинаковой температуре и других условиях.

Слайд 11. Площадь поверхности и агрегатное состояние

Кусок мела реагирует с кислотой медленнее, чем такое же количество измельчённого мела. У порошка больше площадь соприкосновения с раствором.

Для газов и растворов частицы перемешиваются легче, поэтому реакции часто идут быстрее, чем между крупными кусками твёрдых веществ.

Слайд 12. Катализаторы и ингибиторы

Катализатор ускоряет реакцию, но сам в итоге не расходуется. Он предоставляет другой путь реакции с меньшей энергией активации.

Ингибитор, наоборот, замедляет реакцию. Ингибиторы используют, например, для защиты материалов от коррозии.

Слайд 13. Обратимые реакции

Некоторые реакции могут идти в прямом и обратном направлениях. Исходные вещества превращаются в продукты, а продукты при тех же условиях могут снова образовывать исходные вещества.

Такие процессы обозначают двойной стрелкой:

$A+B\rightleftharpoons C+D$

Слайд 14. Что называют химическим равновесием

Химическое равновесие устанавливается в обратимой реакции, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными.

Равновесие является динамическим: обе реакции продолжаются, но состав системы внешне не изменяется.

Это не означает, что вещества перестали реагировать.

Слайд 15. Статическое и динамическое равновесие

Кажется, что система неподвижна и превращения не происходят. Для химических реакций такое объяснение обычно неверно.

Прямая и обратная реакции идут одновременно с одинаковыми скоростями. Макроскопические свойства остаются постоянными.

Слайд 16. Признаки равновесного состояния

• система должна быть закрытой или почти закрытой;

• реакция является обратимой;

• макроскопические свойства постоянны;

• концентрации веществ не меняются со временем;

• прямой и обратный процессы продолжаются одновременно.

Слайд 17. Принцип Ле Шателье

Если на равновесную систему оказать внешнее воздействие, система смещается в сторону, которая ослабляет это воздействие.

Изменение концентрации, давления или температуры может изменить равновесный состав системы.

Слайд 18. Как изменяют равновесие

Добавление реагента обычно смещает равновесие в сторону его расходования.

Для газовых реакций важно направление, где общее число молекул газа меньше.

Система смещается в сторону процесса, который поглощает или выделяет тепло.

Слайд 19. Воздействие и ответ системы

Слайд 20. Вопросы по теме занятия

Почему повышение температуры обычно ускоряет реакцию?

Как изменится равновесие при увеличении концентрации одного из веществ?

Где встречаются катализаторы и ингибиторы?

Почему динамическое равновесие не означает остановку реакции?

Слайд 21. Выводы

• Скорость реакции показывает, насколько быстро изменяется состав системы.

• На скорость влияют температура, концентрация, площадь поверхности, катализаторы и другие условия.

• Обратимые реакции могут идти в прямом и обратном направлениях.

• Химическое равновесие — динамическое состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

• Равновесие можно смещать изменением концентрации, давления и температуры.

• Управление скоростью и равновесием важно для промышленности, природы и повседневной жизни.