15. Закон действия масс

Чем чаще происходит столкновение, тем быстрее протекает реакция. Число столкновений, в свою очередь, тем больше, чем выше концентрация каждого из реагирующих веществ. Количественно это выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции пропорционально произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов. Для гомогенной реакции общего вида: aA =bB + cC + dD закон действия масс записывается в форме:

v = k *C_A^a *C_B^b , где C_A и C_B – концентрации веществ, моль/л; k – константа скорости реакции, которая зависит от природы реагирующих веществ, температуры, присутствия катализатора и не зависит от концентраций веществ. В случае гетерогенных реакций в уравнение закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или растворе

16. Правило Вант-Гоффа

Скорость большинства реакций с ростом температуры резко возрастает. Зависимость скорости гомогенных реакций от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций возрастает в 2–4 раза. Математически эта зависимость выражается уравнением

,

где v_t1 ,v_t2 ,k_t1 ,k_t2 – скорость и константа скорости реакции при температурах t₁ и t₂ (t₂ > t₁); y - температурный коэффициент скорости реакции. Каждая реакция характеризуется определенным энергетическим барьером, для его преодоления необходима энергия активации – избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновения были эффективными, т. е. приводили к образованию продуктов реакции. Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости. Эта зависимость выражается уравнением Аррениуса:

k =ZPe^-Ea/RT,

где k – константа скорости; Z – число столкновений молекул в секунду в единице объема; P – стерический фактор (показывает, какая часть общего числа столкновений приводит к образованию продуктов исходя из взаимной ориентации молекул); R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль•К); Ea – энергия активации.

17. Химическое равновесие. Принцип Ле-Шателье

На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация, температура, а для газообразных веществ – давление. При изменении условий протекания реакции скорости прямой и обратной реакции изменяются неодинаково, химическое равновесие нарушается. В результате преимущественного протекания одной из реакций установится новое равновесие при новых значениях равновесных концентраций веществ. Подобный переход системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением или сдвигом химического равновесия. Направление этого смещения определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какое-либо внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрации веществ), то равновесие сместится в таком направлении, что

оказанное воздействие будет ослаблено (преимущественно протекать будет та из противоположных реакций, которая уменьшает воздействие).

Например, если увеличить концентрацию исходных веществ, то протекать будет преимущественно прямая реакция, равновесие сместится «вправо» – в сторону образования продуктов реакции. Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, протекание которой сопровождается охлаждением системы. Повышение давления смещает равновесие в сторону уменьшения общего числа молей газообразных веществ, что приводит к понижению давления.