4. Химическая кинетика. Химическое равновесие

4.1. Скорость химических реакций

Скорости и механизмы химических процессов, а также факторы, влияющие на них, изучает химическая кинетика.

Существуют гомогенные (однофазные) и гетерогенные (многофазные) системы, соответственно называют и реакции, происходящие в таких системах.

• Скорость химической реакции - число элементарных актов реакции в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности фаз (для гетерогенных реакций). О скорости реакции можно судить по изменению количества реагирующих веществ или продуктов реакции.

Скорость химических реакций зависит от многих факторов: природы реагирующих веществ, концентрации, давления, степени дисперсности (измельчения) твёрдых веществ, температуры, присутствия катализатора.

• Математическую зависимость скорости реакции от концентрации , называемуюкинетическим уравнением, устанавливают экспериментально.

Для немногочисленных реакций – элементарных, т.е. идущих в одну стадию, зависимость скорости элементарных химических реакций от концентрации подчиняется закону действующих масс:

• скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведённых в степени, равные стехиометрическим коэффициентам.

Например, элементарной реакции 2NO + O₂ = 2NO₂ cоответствует кинетическое уравнение . В этом уравнениии – молярные концентрации веществ (см. с. 16), - константа скорости химической реакции, она численно равна скорости реакции при условии, что концентрации реагирующих веществ постоянны и равны единице.

Если в реакции участвуют газы, то вместо концентраций можно использовать их парциальные давления.

Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа:

• при повышении температуры на каждые десять градусов скорость большинства химических реакций возрастает в 2 – 4 раза.

Математически правило выражают следующим образом:

,

где и- скорость реакции при температурахи(>);

 - температурный коэффициент скорости, принимающий для разных реакций значения от двух до четырех.

4.2. Химическое равновесие

В природе существуют реакции практически необратимые (идущие в одном направлении) и обратимые реакции (идущие в прямом и обратном направлениях). Пример необратимой реакции: 2KClO₃ = 2KCl + 3O₂, обратимой реакции: 2SO₂ + O₂  2SO₃. Большинство реакций обратимы, в уравнениях таких реакций ставят знак обратимости (стрелки в двух направлениях ).

Если в какой-либо замкнутой системе может идти обратимая реакция, то наступит такой момент, когда скорости прямой и обратной реакций станут одинаковыми.

• Состояние системы, характеризующееся равными скоростями прямой и обратной реакций, называют состоянием химического равновесия.

Химическое равновесие имеет динамический характер. Это означает, что количество любого вещества, расходующегося в ходе прямой реакции, равно его количеству, образующемуся в результате обратной реакции. В условиях химического равновесия концентрации всех веществ в системе не изменяются со временем, их называют равновесными концентрациями. Равновесные концентрации обозначают символом вещества в квадратных скобках: .

Рассмотрим состояние химического равновесия в системе H₂ + I₂  2HI при 450 ⁰С, когда иод находится в парообразном состоянии. Реакцию, идущую слева направо, называют прямой, а справа налево - обратной. При химическом равновесии скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции: . Кинетические уравнения для прямой и обратной реакций в данной системе согласуются с законом действующих масс, следовательно,

.

После преобразования получим:

.

Постоянную величину называют константой химического равновесия. Она зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентраций веществ. В общем виде для системы

aA + bB  cC + dD