1 семестр / Коллоквиум 2

Химическая кинетика – это наука, изучающая скорости химических реакций, зависимость их от различных факторов.

Химические реакции, протекающие на границе раздела фаз, называются гетерогенными химическими реакциями. Химические реакции, протекающие полностью в одной фазе, называются гомогенными химическими реакциями. Химические реакции, которые при одних и тех же условиях могут идти в противоположных направлениях, называются обратимыми. Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.

Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства Средняя скорость каждой реакции определяется изменением молярной концентрации реагирующих веществ за данный промежуток времени

K – Константа скорости для газовых реакций можно писать парциальное давление.

S – площадь твердой фазы P – парциальное давление газа

Закон действующих масс (ЗДМ) показывает зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ. Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятой в степени стехиометрических коэффициентов. Закон справедлив только для гомогенных систем. Если система гетерогенна, то скорость реакции зависит от поверхности раздел (степени дробления твердой фазы)

Константа скорости зависит от температуры и природы реагирующих веществ.

Молекулярность реакции определяется числом частиц одновременно участвующих в акте химических превращений. Реакции бывают: - Мономолекулярными – термический распад молекул простого вещества - Бимолекулярными – наиболее распространены. В них участвуют две молекулы - Тримолекулярные – встречаются реже, поскольку вероятность одновременного соударения достаточно мала. Порядок реакций (n) отражается суммой показателей степеней (стехиометрических коэффициентов в уравнениях ЗДМ) при концентрациях выражения ЗДМ Порядок реакции либо равен молекулярности, либо(в большинстве случаев) меньше её. Причины расхождения между молекулярностью и порядком реакции различны: 1. При условии большого избытка одного из реагирующих веществ по сравнению с другими его концентрациями 2. Если реакция протекает в несколько стадий (фаз)

γ – температурный коэффициент

Зависимость Скорости реакции от Температуры определяется правилом Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10 градусов, скорость большинства реакций увеличивается в 2 – 4 раза. Математическое выражение:

Энергия активации – энергия, которую надо сообщить молекулам (частицам(реагирующим веществам)), чтобы они превратились в активные. Для того, чтобы столкновение реагирующих веществ привело к химической реакции, необходимо, чтобы в нём принимали участие молекулы с повышеным запасом энергии, по сравнению с со среднией величиной энергии молекул. Такие молекулы получили название активных. Зависимость между константой скорости реакции, энергией активации и температурое дает уравнение Аррениуса.

K – константа скорости реакции К₀ – эмпирическая постоянная для реакции/постоянная Аррениуса, предэкспоненциальный множитель e – экспонента. Основывается на нат. Лог. R – газовая постоянная T – абсолютная температура

Уравнение Аррениуса: Для расчёта энергии активации необходимо иметь данные по значению констант скорости реакций при различных температурах

Вещества, изменяющие скорость химических процессов называются катализаторами(или ингибиторами) Катализаторы бывают твёрдые, жидкие, газообразные Их состав к концу реакции остается без изменений. Изменение скорости химических реакций в присутствии катализатора называется катализмом. Различают катализ: гомогенный (катализатор и реагирующие вещества находятся в одном агрегатном состоянии) и гетерогенный (когда имеется граница раздела фаз) Действие катализатора объясняется тем, что при его участии возникают неустойчивые промежуточные соединения (активированные комплексы, распад которых приводит к образованию реакции, при этом энергия активации понижается и активными становятся некоторые молекулы, энергия, которых была недостаточна для осуществления реакции в отсутствие катализаторов) Следовательно, общее число активных молекул увеличивается и скорость реакции повышается.

T1=273 T2=313 V*16 DT=313-273=40 16=X^40/10=2

2A+B=A₂B C_A*2 C_B/2 V1=K*C_A²*C_B^b=1 V2= K*2C_A²*C_B^b/2=2

2H₂+O₂=2H₂O V1=1 V2=1/8

Понятие химическое равновесие применимо только в обратимых процессах (протекающих в прямом и обратном направлении) Химическим равновесием называют такое состояние системы, при котором скорость прямой реакции = скорости обратной (кинетическое условие равновесия) Термодинамическое условие равновесия: Изменеие энтальпии, энтропии, энергии Гиббса = 0 (равно, или близко к 0) Также характеризуется постоянным для данных условий соотношением равновесных концентраций всех веществ, участвующих в реакции (C_равн).

О состоянии равновесия говорит Константа равновесия (К), величина, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакций к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов. с жидкостями: aA+bB=dD+eE С – мольная концентрация с газами: P – парциальное давление. Только для газов!

Kp= Kc=

Если реакция гетерогенна, то в выражение константы равновесия не входят (принимаются за 1) твёрдые вещества и индивидуальные жидкости (такие как Н2O) Константа равновесия зависит только от температуры и от природы реагирующих веществ.

При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе опять наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей и новыми равновесными концентрациями всех веществ. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой при нарушении равновесия становится больше. В общем случае направления смещения равновесия определяются правилом Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии оказать внешне воздействие в виде изменения концентрации, температуры, давления, то равновесие смещается в сторону той реакции, которая способна это воздействие уничтожить.

а) При увеличении концентрации исходных веществ, равновесие смещается в сторону продуктов реакции, при уменьшении – в сторону исходных веществ. б) При повышении давления, равновесие смещается в сторону веществ, занимающих меньший объем, при уменьшении – в сторону веществ, занимающих больший объем (только для газов) Na2+3H2=2NH3 (1+3=2) При увелич. влево, при уменьш. Вправо в) При увеличении температуры, равновесие смещается в сторону эндотермических реакций (dH>0), при понижении – в сторону экзотермических (dH<0)

а) 1) -> 2) - б) 1) -> 2) <-

P T повысить C

1) -> 2) <-> 3) <-> 4) ->

NO2=0,006 NO=0,024