1. Наибольший интерес представляют реакции, протекающие в однородной (гомогенной) среде.

Гомогенные системы (однородные) –  газ/газ, жидкость/жидкость  – реакции идут во всём объёме.

Математически скорость химической гомогенной реакции можно представить с помощью формулы:

2. Для гетерогенной реакции, скорость реакции определяется числом молей веществ, вступивших в или образующихся в результате реакции в единицу времени на единице поверхности:

Гетерогенные (неоднородные) системы  – твёрдое/жидкость, газ/твёрдое, жидкость/газ  – реакции идут на поверхности раздела фаз.Таким образом, скорость химической реакции показывает изменение количества вещества в единицу времени, в единице объема или на единице поверхности раздела фаз.

в) Закон действующих масс - скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.Для одностадийной гомогенной реакции типа А+В  продукты реакции этот закон выражается уравнением: v = k c_A c_B, где v - скорость реакции; c_A и c_B - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ составляют 1 моль/л или их произведение равно единице. Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.

21) А) Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

 1) Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H₂ и N₂ требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H₂O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно. Примеры: Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании.Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.2.) Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость реакции возрастает. б) Энергия активации в элементарных реакциях, минимальная энергия реагентов (атомов, молекул и других частиц), достаточная для того, чтобы они вступили в хим. реакцию, т. е. для преодоления барьера на поверхности потенциальной энергии, отделяющего реагенты от продуктов реакции.

Потенциальный барьер - максимум потенциальной энергии, через который должна пройти система в ходе элементарного акта химического превращения. Высота потенциального барьера для любого пути, проходящего через переходное состояние, равна потенциальной энергии в переходном состоянии. Если в сложной реакции, состоящей из последовательных и параллельных элементарных реакций, имеется лимитирующая элементарная реакция (реакция с максимальным характерным временем), то ее энергия активации является и энергией активации сложной реакции. В макроскопической химической кинетике энергия активации - энергетический параметр Е_а, входящий в <i.Аррениуса уравнение.   где к – константа скорости. А - предэкспоненциальный множитель (постоянная или слабо зависящая от температуры величина); k - константа Больцмана; Т - абсолютная температура. График зависимости lnk от 1/kT (аррениусов график) - прямая линия. Наблюдаемая энергия активации вычисляется из тангенса угла наклона этой прямой. В общем случае сложных реакций параметр Е_а в уравнении Аррениуса является функцией энергии активации отдельных стадий, и определяемая энергия активации называется эффективной (эмпирической, кажущейся).

Любой процесс, сопровождающийся каким-либо изменением энергии, является экзотермическим в одном направлении и эндотермическим в другом. Энергия активации экзотермического и эндотермического направлений реакции, обозначаемые соотв.   и  , связаны соотношением: 

где Q - .теплота реакции при Т= 0. Качественная одномерная геометрическая иллюстрация связи энергии активации с высотой потенциального барьера и теплотой реакции представлена на рис., где q -координата реакции ; Е₁ и Е₂ -уровни энергии соответственно основного состояния реагентов и продуктов реакции.

Энергетич. схема элементарной реакции.

Для реакций рекомбтнации свободных радикалов (в том числе и атомов), а также для широкого класса экзотермических ионно-молекулярных реакций энергия активации равна нулю или очень мала по сравнению с типичными значениями энергий хим. связей Е_св. Для реакций, сопровождающихся одновременно разрывом одних и образованием других химических связей,   составляет обычно от сотых до десятых долей Е_св, если среди реагентов есть свободные радикалы, и сравнима с Е_св , если реагенты - химически насыщенные молекулы.   может быть аномально большой (например, больше энергии возбуждения атома Е*) в реакциях тушения электронного возбуждения при столкновениях атомов: А + А   А + А, если точка пересечения термов реагентов и продуктов реакции расположена высоко по сравнению с Е* или термы не пересекаются.

22)а) Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Концентрации всех веществ в состоянии равновесия (равновесные концентрации) постоянны. Химическое равновесие имеет динамический характер. Это значит, что и прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Для одностадийной обратимой реакции

при равновесии выражения для скоростей прямой V₁ и обратной реакций V₂ имеют вид:

где [A], [B], [C] и [D] - равновесные молярные концентрации веществ A, B, C и D; a,b,c и d - соответствующие стехиометрические коэффициенты (при условии, что реакция идет в одну стадию); k₁ и k₂ -коэффициенты пропорциональности, называемые константами скоростей.

Из условия равновесия V₁=V₂ следует:

Отсюда получаем выражение для константы равновесия K_p:

Чем выше величина K_p, тем больше в равновесной смеси продуктов прямой реакции.

Смещение равновесия в нужном направлении достигается изменением условий реакции (прицип Ле-Шателье).

23)

ПРИНЦИП ЛЕ-ШАТЕЛЬЕ.СМЕЩЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ.

Положение химического равновесия зависит от следующих парамктров реакции: температуры, давления и концентрации. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была высказана в общем виде в 1884 году французским ученым Ле-Шателье. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова:

Если на систему,находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдет в другое состояние так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия.