Раздел 7. Химическая кинетика и равновесие

Учение о скоростях и механизмах химических реакций называется химической кинетикой.
Под скоростью химической реакциипонимают изменения концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени в единице объема для гомогенной (однородной) системы и на границе раздела фаз для гетерогенной системы.
Фаза – совокупность всех однородных частей системы, обладающих одинаковым химическим составом и одинаковыми свойствами.
Гомогенные системы – системы, состоящие из одной фазы. Реакции, протекающие в ней, называются гомогенными. Химическая реакция в гомогенных системах протекает по всему объёму системы.	Гетерогенные системы –системы, содержащие две и более число фаз. Реакции, протекающие в них, называются гетерогенными. Реакции в гетерогенных системах протекают на поверхности раздела фаз.
Например: 2NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N2 (все вещества находятся в газообразном состоянии) 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O (все вещества находятся в жидком растворе)	Например: CO2(газ) + С(тв) = 2СО(газ) (реакция протекает на поверхности углерода) Mg(тв) + 2HCl(ж) = MgCl2(ж) + Н2(газ) (реакция протекает на поверхности магния)
Обратимость химических реакций
Все химические реакции можно разбить на две группы: необратимыеи обратимые реакции.
Необратимые реакции протекают до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ.	Обратимые реакции протекают не до конца: при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях.
Например: Zn(тв) + 2HCl(ж) = ZnCl2(ж) + H2(газ)	Например: N2(газ) + 3Н2(газ) ↔ 2NH3(газ)

 

Основные законы химической кинетики
Зависимость скорости от концентрации определяется законом действия масс: Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степень их коэффициентов в уравнении реакций.
Для обратимой реакции: аА + bВ ↔ сС + dD   υпр = kпр•C(A)a•C(B)b, υобр = kобр•С(C)c•C(D)d, где υпр., υобр. – скорости прямой и обратной реакций, моль/л∙с;
C(А), C(B), С(C), C(D)– концентрации веществ А, В, С, D, моль/л;
kпр, kобр – константы скорости прямой и обратной химической реак ции, которые зависят от химической природы реагирующих веществ, температуры и наличия катализатора;
a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакций.
Например, для гомогенной обратимой системы: 2SO2 + O2 = 2SO3: выражения скоростей реакции будет:υпр. = kпр•C2(SO2)•C(O2); υобр. = kобр•С2(SO3).	Например, для гетерогенной реакции: 3Fe(к)+4Н2О(газ)=Fe3O4(тв)+4Н2(газ) выражения скоростей реакции будет: υпр. = kпр•C4(Н2О); υобр. = kобр•С4(Н2).
Химическое равновесие –термодинамическое равновесие в системе, в которой возможны прямые и обратные химические реакции. При химическом равновесии скорости всех реакций в двух противоположных направлениях равны между собой, поэтому в системе не наблюдается изменений макроскопических параметров, в том числе концентраций реагирующих веществ. Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия (Кравн.).
Для обратимой реакции в состоянии равновесия: аА + bВ ↔ сС + dD , Vпр = Vобр, kпр•[А]a•[В]b = kобр•[С]c•[D]d, .
Например, для гомогенной реакции N2 +3H2 = 2NH3 константа равновесия будет равна: ,	Например, для гетерогенной реакции 3 Fe(тв) +4Н2О(г) = Fe3O4(тв) + 4Н2(г)
где [NH3], [N2], [Н2], [Н2О] – концентрации веществ в состоянии равновесия (равновесные концентрации), моль/л.

Правило Вант-Гоффа
При изменении температуры на каждые 10˚ скорость большинства реакций изменяется в 2-4 раза.
	V1, V2 – скорость реакции соответственно, при t1 – начальная температура, t2 – конечная температура,
γ – температурный коэффициент скорости реакции.

Принцип Ле Шателье-Брауна

Если на систему находящуюся в истинном равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого либо из условий, определяющих состояние равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного воздействия.

 

Изменение условий	Направление смещения
Температура	↑ повышение	Смещается в сторону эндотермической реакции (∆Н˚>0).
↓ понижение	Смещается в сторону экзотермической реакции (∆Н˚<0).
Давление	↑ повышение	Равновесие реакции между газами смещается в сторону реакции, идущей с уменьшением объема.
↓ понижение	Равновесие реакции между газами смещается в сторону реакции, идущей с увеличением объема.
Концентрация исходных веществ	↑ повышение	Равновесие смещается в сторону продукта реакции.
↓ понижение	Равновесие смещается в сторону исходных веществ.
Например, как следует изменить температуру, давление и концентрацию исходных веществ в системе ZnS(тв)+3О2 (г) → 2ZnO(тв)+2SO2 (г), ∆Н˚<0, чтобы повысить выход оксида цинка?   Ответ: согласно принципу Ле-Шателье температуру необходимо понизить, т.к. реакция экзотермическая; давление повысить, т.к. реакция идет с уменьшением числа газовых фаз; концентрацию исходных веществ увеличить.

 

 

Энергия активации

Активация– процесс превращения неактивных частиц в активные путем сообщения им дополнительной энергии.

Энергия, которую надо сообщит молекулам (частицам) реагирующих веществ, чтобы превратить их в активные – энергия активации. Обозначается в Еа, выражается кДж/моль.

 

Изменение энергии реагирующей системы
А2 + В2 = 2АВ Необходимо преодолеть энергетический барьер С.	Ннач –энергия исходного состояния (исходные вещества)
Нкон – энергия конечного состояния (продукты реакции)
Еа – энергия активации прямой реакции
– энергия активации обратной реакции
ΔН – тепловой эффект реакции