И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Кинетика – учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Критерием принципиальной осуществимости реакций является неравенство ΔG <0.Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции. Так, ΔG (H₂O_(г))= -228,59 кДж/моль, а ΔG (AlI_3(к)) = -313,8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и Р = 101,325 кПа возможны реакции, идущие по уравнениям:

Н₂(г) + ½О₂(г) = Н₂О(г),

2Аl(к) + 3I₂(к) = 2АlI₃(к).

Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины – для первой и воды – для второй). Катализатор как бы снимает кинетический «тормоз», и тогда проявляется термодинамическая природа вещества. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых - концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.

 

 

Пример 1. Как изменятся скорости прямой и обратной реакций в системе 2SО₂(г) + О₂(г) ↔ 2SО₃(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?