Что такое гомогенные и гетерогенные реакции каковы их различия

Разница между Гомогенным и Гетерогенным равновесием

Ключевое различие между Гомогенным и Гетерогенным равновесием состоит в том, что в Гомогенном равновесии реагенты и продукты реакции находятся в одной фазе вещества, тогда как в Гетерогенном равновесии реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах.

Равновесие — это состояние, в котором концентрации реагентов и продуктов остаются постоянными. Существует два типа равновесия вещества: Гомогенное равновесие и Гетерогенное равновесие. Эти два типа равновесия отличаются друг от друга фазой вещества реагента и продукта реакции.

Содержание

Что такое Гомогенное равновесие?

Гомогенное равновесие — это состояние, в котором реагенты и продукты реакции находятся в одной фазе вещества. Как правило эти реагенты и продукты реакции находятся в едином растворе. Э тот тип реакционной смеси называется гомогенной смесью. Химические частицы, которые находятся в этой смеси, могут быть молекулами, ионами или комбинацией молекул и ионов. Выражение для константы равновесия этого типа реакции включает концентрации всех реагентов и продуктов реакции. Например, смешение газообразного диоксида серы и газообразного кислорода дает газообразный триоксид серы, все реагенты и продукты находятся в газовой фазе. Тогда реакция и константа равновесия (К) будут следующими:

K = [SO_3(g)] 2 /[SO_2(g)] 2 [O_2(g)] Гомогенное и Гетерогенное равновесие

Что такое Гетерогенное равновесие?

Гетерогенное равновесие — это состояние вещества, в котором реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. В этом состоянии фазы могут быть любой комбинации: в твердой, жидкой или газообразной фазе. Однако, в отличие от гомогенного равновесия, при записи константы в гетерогенном равновесии необходимо исключать концентрации твердых веществ и чистых жидкостей. Например, смешивание углерода в твердой форме с газообразным кислородом приводит к образованию окиси углерода. Тогда реакция и константа равновесия (К) будут следующими:

В чем разница между Гомогенным и Гетерогенным равновесием?

Равновесие — это состояние, в котором концентрации реагентов и продуктов реакции остаются постоянными.

Существует два типа равновесий: Гомогенное равновесие и Гетерогенное равновесие. Ключевое различие между Гомогенным и Гетерогенным равновесием состоит в том, что в Гомогенном равновесии реагенты и продукты реакции находятся в одной фазе вещества, тогда как в Гетерогенном равновесии реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах.

Кроме того, при определении константы равновесия для гомогенного равновесия необходимо включать концентрации всех реагентов и продуктов реакции; тогда как при определении Гетерогенных равновесий необходимо исключить концентрации твердых веществ и чистых жидкостей и использовать концентрации других реагентов и продуктов. В качестве примера, 2SO_2(g) + O_2(g) ⇌ 2SO_3(g) является реакцией с Гомогенным равновесием, а O_2(g) + 2C_(s) ⇌ 2CO_(g) является примером реакции с Гетерогенным равновесием.

Заключение — Гомогенное и Гетерогенное равновесие

Равновесие — это состояние, в котором концентрации реагентов и продуктов реакции остаются постоянными. Существует два типа равновесий: Гомогенное равновесие и Гетерогенное равновесие. Ключевое различие между Гомогенным и Гетерогенным равновесием состоит в том, что в Гомогенном равновесии реагенты и продукты находятся в одной фазе вещества, тогда как в Гетерогенном равновесии реагенты и продукты находятся в разных фазах. Кроме того, константа равновесия для Гомогенных равновесий включает концентрации всех реагентов и продуктов, в то время как константа равновесия для Гетерогенных равновесий должна исключать концентрации твердых веществ и чистых жидкостей.

Источник

Гомогенные и гетерогенные реакции

При рассмотрении вопроса о скорости реакции необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной системе (гомогенные реакции), и реакции, протекающие в гетерогенной системе (гетерогенные реакции).
Системой в химии принято называть рассматриваемое вещество или совокупность веществ. При этом системе противопоставляется внешняя среда — вещества, окружающие систему. Обычно система отграничена от среды.

Различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы. Гетерогенной — система, состоящая из нескольких фаз. Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства системы изменяются скачком.
Примером гомогенной системы может служить любая газовая смесь (все газы при не очень высоких давлениях неограниченно растворяются друг в друге), хотя бы смесь азота с кислородом.

Другим примером гомогенной системы может служить раствор хлорида натрия, сульфата магния, азота и кислорода в воде. В каждом из этих двух случаев система состоит только из одной фазы: из газовой фазы в первом примере и из водного раствора во втором.
Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы. Например, при сливании (и перемешивании) растворов серной кислоты и тиосульфата натрия помутнение, вызываемое появлением серы, наблюдается во всем объеме раствора:
¯+S­H2SO4+Na2S2O3= Na2SO4+Н2O+SO2

Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз, образующих систему. Например, растворение металла в кислоте: Fe+2HCl=FeCl2 + H2 может протекать только на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом оба реагирующих вещества. В связи с этим4скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции определяются различно, Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объёма системы.

Химическая кинетика или кинетика химических реакций — раздел физической химии, изучающий закономерности протекания химических реакций во времени, зависимости этих закономерностей от внешних условий, а также механизмы химических превращений. [1]

Скорость химической реакции

Основная статья: Скорость химической реакции

Важным понятием химической кинетики является скорость химической реакции. Эта величина определяет, как изменяется концентрация компонентов реакции с течением времени. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение домножается на −1.
Например для реакции

скорость можно выразить так:

В 1865 году Н. Н. Бекетовым и в 1867 году К. М. Гульдбергом и П. Вааге был сформулирован закон действующих масс, согласно которому скорость химической реакции в каждый момент времени пропорциональна концентрациям реагентов, возведённым в некоторые степени. Кроме концентрации на скорость химической реакции оказывают влияние следующие факторы: природа реагирующих веществ, наличие катализатора, температура (правило Вант-Гоффа) и площадь поверхности раздела фаз.

Порядок химической реакции

Порядок реакции по данному веществу — показатель степени при концентрации этого вещества в кинетическом уравнении реакции.

Реакция нулевого порядка

График зависимости концентрации реагента A в реакции A → B от времени для нулевого порядка реакции

Кинетическое уравнение имеет следующий вид:

Скорость реакции нулевого порядка постоянна во времени и не зависит от концентраций реагирующих веществ. Нулевой порядок характерен, например, для гетерогенных реакций в том случае, если скорость диффузии реагентов к поверхности раздела фаз меньше скорости их химического превращения.

Реакция первого порядка

График зависимости концентрации реагента A для первого порядка реакции

Кинетическое уравнение реакции первого порядка:

Приведение уравнения к линейному виду даёт уравнение:

Константа скорости реакции вычисляется как тангенс угла наклона прямой к оси времени:

Реакция второго порядка

График зависимости концентрации реагента A для второго порядка реакции

Для реакций второго порядка кинетическое уравнение имеет следующий вид:

В первом случае скорость реакции определяется уравнением

Линейная форма уравнения:

Константа скорости реакции равна тангенсу угла наклона прямой к оси времени:

Во втором случае выражение для константы скорости реакции будет выглядеть так:

Период полупревращения (для случая равных начальных концентраций!):

Молекулярность элементарной реакции — число частиц, которые, согласно экспериментально установленному механизму реакции, участвуют в элементарном акте химического взаимодействия.

Мономолекулярные реакции — реакции, в которых происходит химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и т. д.):

Бимолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух частиц (одинаковых или различных):

Тримолекулярные реакции — реакции, элементарный акт которых осуществляется при столкновении трех частиц:

Реакции с молекулярностью более трёх неизвестны.

Для элементарных реакций, проводимых при близких концентрациях исходных веществ, величины молекулярности и порядка реакции совпадают. Чётко определенной взаимосвязи между понятиями молекулярности и порядка реакции нет, так как порядок реакции характеризует кинетическое уравнение реакции, а молекулярность — механизм реакции.

Основная статья: Катализ

Эта статья или раздел нуждается в переработке. Пожалуйста, улучшите статью в соответствии с правилами написания статей.

Катализ — процесс, заключающийся в изменении скорости химических реакций в присутствии веществ, называемых катализаторами. Каталитические реакции — реакции, протекающие в присутствии катализаторов.

Положительным называют катализ, при котором скорость реакции возрастает, отрицательным (ингибированием) — при котором она убывает. Примером положительного катализа может служить процесс окисления аммиака на платине при получении азотной кислоты. Примером отрицательного — снижение скорости коррозии при введении в жидкость, в которой эксплуатируется металл, нитрита натрия, хромата и дихромата калия.

Многие важнейшие химические производства, такие, как получение серной кислоты, аммиака, азотной кислоты, синтетического каучука, ряда полимеров и др., проводятся в присутствии катализаторов.

При гидролизе солей образуются основания и кислоты. В большинстве случаев это обратимая реакция. Необратимо гидролизуются соли, образованные катионом очень слабого основания и (или) анионом очень слабой кислоты, например:

Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiClO₄, NaNO₃, KCl), в обычных условиях не гидролизуются и для их водных растворов рН 7. Соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (например,CH₃COONa), гидролизуются по аниону.

Благодаря образованию ионов ОН водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (рН > 7). Соли слабых многоосновных кислот гидролизуются ступенчато, причем гидролиз по первой ступени всегда преобладает:

Соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты (например, АlСl₃), гидролизуются по катиону. В реакции участвует только катион, обычно входящий в состав аквакомплекса.

Химическое Сырьё! Дёшево! Оптом. Пигменты, Реактивы, Реагенты, Содопродукты и др. Доставка Бесплатно! Скидки! chem-opt.opt.ru

Закупаем: кислота glacial acetic acid trade.su

Соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, напр. Сu(ООССН₃)₂, гидролизуются по катиону и по аниону.

Растворы таких солей имеют слабокислую или слабощелочную реакцию в зависимости от того, какой ион гидролизуется в большей степени.

При гидролизе галогенангидридов образуются две кислоты — кислородсодержащая и галогеноводородная; реакция в большинстве случаев идет необратимо:

Гидролиз органических соединений широко используется для получения спиртов, альдегидов, кетонов, карбоновых кислот из их производных или галогензамещенных углеводородов, например:

где X = Аг, ОН, NHAr и др.

гидролиз ускоряется в присутствии кислот и оснований, а также ионов металлов, способных прочно связываться с одним из продуктов и смещать тем самым равновесие реакции, например:

Подбор соответствующих условий и катализаторов позволяет избирательно расщеплять отдельные связи в молекулах, содержащих несколько группировок, способных гидролизоваться, например:

Известна обширная группа ферментов (так называемых гидролаз), катализирующих высокоселективный гидролиз молекул природных соединений. На этих процессах основано большинство методов изучения строения биополимеров.

Источник

Гомогенные и гетерогенные реакции

При рассмотрении вопроса о скорости реакции необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной системе (гомоген­ные реакции), и реакции, протекающие в гетерогенной системе (гетерогенные реакции).

Системой в химии принято называть рассматриваемое веще­ство или совокупность веществ. При этом системе противопостав­ляется внешняя среда — вещества, окружающие систему. Обыч­но система отграничена от среды.

Различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы. Гетерогенной — система, состоящая из нескольких фаз. Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью разде­ла, при переходе через которую свойства системы изменяются скачком.

Примером гомогенной системы может служить любая газовая смесь (все газы при не очень высоких давлениях неограниченно растворяются друг в друге), хотя бы смесь азота с кислородом. Другим примером гомогенной системы может служить раствор хлорида натрия, сульфата магния, азота и кислорода в воде. В каждом из этих двух случаев система состоит только из одной фазы: из газовой фазы в первом примере и из водного раствора во втором.

Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы. Например, при сливании (и перемеши­вании) растворов серной кислоты и тиосульфата натрия помутне­ние, вызываемое появлением серы, наблюдается во всем объеме раствора:

Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности

раздела фаз, образующих систему. Например, растворение метал­ла в кислоте:

может протекать только на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом оба реагирующих ве­щества. В связи с этим4скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции определяются различно,

Величину поверхности твердого тела не всегда легко измерить. Поэтому иногда скорость гетерогенной реакции относят не к единице поверхности, а к единице массы или объема твердой фазы.

Первое из этих уравнений можно упростить. Отношение числа молей (n) вещества к объему (V) системы представляет собою мольно-объемную концентрацию (С) данного вещества:

Последнее уравнение является математическим выражени­ем другого определения скорости реакции в гомогенной систе­ме: скоростью реакции в гомогенной системе называется изме­нение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее в еди­ницу времени.

Как уже говорилось, при практическом использовании хими­ческих реакций весьма важно знать, с какой скоростью будет протекать данная реакция в тех или иных условиях и как нужно изменить эти условия для того, чтобы реакция протекала с требуе­мой скоростью.

Скорость химической реакции зависит от природы реагирую­щих веществ и условий протекания реакции, важнейшими из которых являются следующие: концентрация с, температура t, присутствие катализаторов, а также от некоторых других факто­ров (например, от давления — для газовых реакций, от интенсив­ности движения жидкости или газа около поверхности, на кото­рой происходит реакция, от измельчения — для твердых веществ, от радиоактивного излучения).

Влияние концентрации реагирующих веществ, Чтобы осу­ществилось химическое взаимодействие веществ А и В, их моле­кулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем боль­ше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулиро­ван основной закон химической кинетики, устанавливающий за­висимость скорости реакции от концентрации реагирующих ве­ществ:

A+B=C+D этот закон выразится уравнением:

где с_A и с_B — концентрации веществ А и В, моль/л; k — коэффи­циент пропорциональности, называемый константой скорости Реакции. Основной закон химической кинетики называют зако­ном действующих масс.

Из уравнения (12.1) нетрудно установить физический смысл константы скорости k: она численно равна скорости реакции, когда концентрация каждого из реагирующих веществ составля­ет 1 моль/л или когда их произведение равно единице.

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирую­щих веществ и от температуры, но не зависит от их концентрации.

Уравнение (12.1), связывающее скорость реакции с концент­рацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравне­нием реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислить скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ.

Основной закон химической кинетики не учитывает реаги­рующие вещества, находящиеся в твердом состоянии, ибо их кон­центрации постоянны и они реагируют лишь на поверхности. Так, например, для реакции горения угля:

С+O₂=СО₂ кинетическое уравнение реакции имеет вид:

где k — константа скорости, с_C — концентрация твердого вещест­ва; S — площадь поверхности. Это величины постоянные. Обозна­чив произведение постоянных величин через k’, получим v=k’c_O2, т.е. скорость реакции пропорциональна только кон­центрации кислорода.

Влияние температуры. Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

Математически эта зависимость выражается соотношением;

и конечной (t₂) температурах, а g — температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличи­вается скорость реакции с повышением температуры реагирую­щих веществ на 10°.

Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на ско­рость реакции. Температура влияет на скорость химической ре­акции, увеличивая константу скорости.

Энергия активации

Сильное изменение скорости реакции с изменением темпера­туры объясняется тем, что в химическое взаимодействие вступа­ют только активные молекулы (частицы), обладающие энергией, достаточной для осуществления данной реакции. Неактивные частицы можно сделать активными, если сообщить им необходи­мую дополнительную энергию, — этот процесс называется акти­вацией. Один из способов активации — увеличение температуры: при повышении температуры число активных частиц сильно воз­растает, благодаря чему резко увеличивается скорость реакции.

Ее определяют опытным путем, обозначают буквой E_а и обыч­но выражают в кДж/моль. Так, например, для соединения водо­рода с иодом (Н₂+I₂=2HI) Е_a=167,4 кДж/моль, а для распада иодоводорода (2HI = Н₂ +I₂) Е_a=186,2 кДж/моль.

Энергия активации E_a зависит от природы реагирующих ве­ществ и служит характеристикой каждой реакции. Эти представ­ления поясняются рис. 17 на примере реакции в общем виде А₂+В₂=2АВ. Ось ординат характеризует потенциальную энер­гию системы, ось абсцисс — ход реакции: исходное состояние ® переходное состояние ® конечное состояние. Чтобы реагирую­щие вещества А₂ и В₂ образовали продукт реакции АВ, они долж­ны преодолеть энергетический барьер С(рис. 17). На это затрачи­вается энергия активации E_a, на значение которой возрастает энергия системы. При этом в ходе реакции из частиц реагирую­щих веществ образуется промежуточная неустойчивая группи-

ровка, называемая переходным состоянием или активированным комплексом (в точке С), последующий распад которой при­водит к образовании) конечного продукта АВ. Механизм реакции можно изобразить схемой:

Если при распаде активированного комплекса выделяется больше энергии, чем это необходимо для активации частиц, то реакция экзотермическая. Примером эндотермической реакции служит обратный процесс — образование из вещества АВ веществ А₂ и В₂: 2АВ= А₂+В₂. В этом случае процесс протекает также через образование активного комплекса A₂B₂, однако энергия ак­тивации больше, чем для прямого процесса: Е’_а=Е_а+DH (DН — тепловой эффект реакции). Для протекания эндотермичес­ких реакций требуется подвод энергии извне.

Скорость реакции непосредственно зависит от значения энер­гии активации: если оно мало, то за определенное время протека­ния реакции энергетический барьер преодолевает большое число частиц и скорость реакции будет высокой, но если энергия акти­вации велика, то реакция идет медленно.

При взаимодействии ионов энергия активации очень мала и ионные реакции протекают с очень большой скоростью (практи­чески мгновенно).

Источник