3 Основные закономерности протекания химических процессов
3.1 Химическая кинетика
Химическая кинетика – учение о скорости и механизме химической реакции, а также о факторах, влияющих на скорость химической реакции. Скорость реакции зависит от концентрации и природы реагирующих веществ, температуры, катализаторов и других факторов и определяется по изменению концентрации либо одного из исходных веществ, либо одного из продуктов реакции в единицу времени:
(3.1),
где С1 – начальная концентрация вещества (моль/ л) в момент времени t1;
С2 – его концентрация к моменту времени t2.
Пример: Рассчитать среднюю скорость реакции 2NaI + Br2 = 2NaBr + I2 , протекающей в водном растворе, если исходная концентрация составляла 0,4 моль/л, а через 2,5 минуты стала 0,25 моль/л.
Решение: Исходя из уравнения 3.1,
.
Зависимость скорости реакции от концентрации выражается законом действующих масс (ЗДМ): скорость химической реакции при постоянном объеме и температуре в каждый момент времени пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, возведенных в степени, равные их стехиометрическим коэффициентам. Для реакции, представленной в общем виде 2А + В = А2В можно записать кинетическое уравнение:
V = К СА2 СВ , (3.2),
где К – константа скорости реакции, не зависящая от концентрации веществ.
Для гомогенных реакций в кинетическом уравнении учитываются концентрации всех реагирующих веществ, для гетерогенных – только концентрации жидких или газообразных веществ.
Пример: Во сколько раз изменится скорость некоторой реакции при повышении температуры от 0 до 30 0С, если при 0 0С V0 = 1 моль / лс, а γ = 2?
Решение:
1) Найдем
скорость химической реакции при t
= 30 0С.
Для этого подставим данные в уравнение
3.3:
=
= 8 моль/л∙с;
2) Получаем, что V30 = 8 V0 , т.е. при повышении температуры на 30 0С скорость реакции возросла в 8 раз.
Химические реакции, одновременно протекающие в двух противоположных направлениях, называются обратимыми, и реакции не доходят до конца. В ходе таких реакций, разность скоростей прямой и обратной реакции уменьшается и падает до нуля, и скорости прямой пр. и обратной обр. реакций становятся равными: пр.– обр.= 0; пр. =обр.. Такое состояние системы соответствует химическому равновесию, и концентрации реагирующих веществ становятся постоянными во времени и называются равновесными.
Для гомогенной обратимой реакции Н2 (г) + I2 (г) ↔ 2HI (г), происходящей при постоянной температуре в момент равновесия:
пр. = обр. или kпр.· [H2] · [I2] = kобр. [HI] 2.
Тогда
(3.4)
где [H2]; [I2]; [HI] – равновесные концентрации, моль/л;
kпр., kобр. – константы скоростей прямой и обратной реакции соответственно;
Кр – константа равновесия, величина постоянная, не зависящая от концентрации веществ.
Пример: Написать выражение константы равновесия для обратимых реакций:
а) 4HCl (г) + O2 (г) ↔ 2Сl2 (г) + 2H2O (г)
б) 3Fe (тв.) + 4Н2О (г) ↔ Fe3O4 (тв.) + 4H2 (г)
Решение:
1)
Реакция а)
– гомогенная, поэтому
.
2)
Реакция б)
– гетерогенная и
.