1)Химическая кинетика

Скорость химической реакции – это количество вещества реагента, вступившего в реакцию за единицу времени, или количество вещества продукта, образовавшегося за единицу времени.

aA + bB = cC + dD

реагенты продукты

Средняя скорость - изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее за единицу времени

V_гомог = ± ΔС/ Δt

Истинной, или мгновенной, скоростью химической реакции в данный момент называется первая производная концентрации по времени:

Факторы:

1.природа реагирующих веществ

2Li + 2H2O = LiOH + H2

2K + H2O = 2KOH + H2

2Cr + 2H2O = 2CrOH + H2

С увеличением активности металла от лития к рубидию скорость реакции возрастает.

2.концентрации реагирующих веществ

Закон действующих масс для элементарной стадии химической реакции:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции.

Для гомогенной реакции aA + bB = cC + dD

V= k[A]^a[B]^b

где [А] – концентрация вещества А;

[В] – концентрация вещества В;

k – константа скорости реакции - коэффициент пропорциональности в кинетич. ур-нии хим. р-ции, выражающем зависимость скорости р-ции v от концентрации к.-л. из компонентов реакц. смеси.;

а и b – коэффициенты в уравнении реакции.

Пример:

Для реакции 2 NO(г) + O_2(г) = 2 NO_2(г)

v = k[NO]²[O₂]

Гомогенные реакции – реакции между веществами в одинаковом фазовом состоянии.

H2 + CL2 = 2HCl

Гетерогенные реакции – это реакции между веществами в разных фазовых состояниях на поверхности раздела фаз.

CO2 + KOHр-р = K2CO3 + H2O

Химическая реакция как последовательность элементарных стадий (механизм реакции)

3.зависимость от температуры

Приблизительная зависимость определяется правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10градусов, скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза.

где V1иV2 – скорости реакции при температурах t1 и t2,

γ – температурный коэффициент скорости реакции

Уравнение Аррениуса

• где E_акт – энергия активации; k – константа скорости; T – температура, К; k₀ – константа; R – газовая постоянная.

 В процессе хим. Реакции молекулы должны пройти через промежуточное состояние которое может обладать достаточно высокой энергией, то есть молекулы должны преодолеть энергетический барьер. Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для протекания хим. Реакции называется энергия активности.

Катализ

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость химической реакции, не изменяющие свой состав в ходе реакции.

Катализаторы:

1)положительные

↑V

2)отрицательные

↓V

Ингибиторы – вещества, замедляющие химические реакции

Катализаторы снижают Еа в реакции и ускоряют ее.

Катализ может быть гомогенным и гетерогенным.

При гомогенном катализе катализатор и реагенты образуют одну фазу (газ или раствор).

• Примеры:

2SO_2(г) + O_2(г)– [NO_(г)]→SO3

При гетерогенном катализе – катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы.

• Примеры:

2SO_2(г)+ O_2(г)–(V₂O_5(тв))→ 2SO₃

Катализ – изменение скорости химических реакций под воздействием веществ, количество и природа которых после завершения остаются такими же как и до реакции.

Ферменты – белки, которые катализируют химические реакции в биологических системах.

Задачи химической термодинамики

• Предсказание возможности протекания той или иной реакции.

• Вычисление количества энергии, теоретически необходимого для проведения реакции.

• Предсказание степени превращения реагентов в продукты к моменту наступления химического равновесия

Термодинамические функции состояния:

Первое начало термодинамики:

Теплота Q, подводимая к системе, расходуется на изменение внутренней энергии и на совершение работы:

Q = ∆U + A

При р = constQ = - ∆H или ∆H = - Q.

Изменение энтальпии в ходе реакции называется тепловым эффектом реакции. ∆Н= ∆Нкон. – ∆Ннач.

Тепловой эффект реакции ∆Н= ∆Нпрод. – ∆Нреаг.

равен разности молярных энтальпий образования продуктов реакции и молярных энтальпий образования реагирующих веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

∆Н=Ʃn ·∆Нпрод. – Ʃn·∆Нреаг., [кДж]

Стандартная энтальпия образования ∆Н^о_{f ,298} – это изменение энтальпии при образовании 1 моль данного вещества в стандартном состоянии из простых веществ, также находящихся в стандартном состоянии. [кДж/моль]

Энтропия – термодинамическая функция состояния, мера неупорядоченности системы. S = Q/Т, [Дж/К]

S(Н₂О)кр. = 48Дж/К, S(Н₂О)ж. = 70Дж/К, S(Н₂О)г. = 189Дж/К

DS°_{реакции} =S [n·S°(продукты)] - S [n·S°(реагенты)],

где S [n·S°(продукты)] – сумма энтропий продуктов реакции, S[n·S°(реагенты)] - сумма энтропий реагентов.

Второе начало термодинамики :

любые самопроизвольно протекающие процессы сопровождаются увеличением суммарной энтропии системы и ее окружения.

Энергия Гиббса

DG°_{реакции} = S[n·DG°_f,298(прод.)]- S[n·DG°_f,298(реаг.)],

где S[DG°_f,298(прод.)] – сумма энергий Гиббса образования продуктов реакции, S[DG°_f,298(реаг.)] - сумма энергий Гиббса образования реагентов.

Позволяет учесть одновременно действие энтальпийного и энтропийного факторов.

∆Gр-ции =∆Hр-ции – T∆Sр-ции

! Условием самопроизвольного протекания процессов является уменьшение энергии Гиббса в ходе реакции: ∆Gр-ции ˂ 0.

Влияние энтальпийного и энтропийного факторов.

1. ∆H < 0, ∆S > 0. ∆Gр-ции< 0

2. ∆H< 0, ∆S< 0. ∆Gр-ции< 0, если

|∆H| > |-T∆S|.

3. ∆H>0, ∆S> 0. ∆Gр-ции< 0, если

|-T∆S| >|∆H|. Реакции возможны при высоких температурах.

4. ∆H>0, ∆S< 0. Не идут ни при каких условиях. ∆Gр-ции> 0.