Химическая кинетика и химическое равновесие

Определение	• учение о скорости протекания химической реакции и зависимости скорости от различных факторов (состава реакционной массы, концентрации реагирующих веществ, температуры, наличия катализаторов и т. п.)
Средняя скорость химической реакции, U (моль/ (л ∙ с); моль/ (м³ ∙ с); моль/(м³ ∙ мин)и т.п.)	• определяется, как отношение изменения концентраций некоторого компонента системы (∆C) к интервалу времени (∆τ) за который это изменение произошло средняя – за некоторый промежуток времени: ∆C С_{2 –}С₁ V= ± —— или V= ± ———, ∆τ τ₂– τ₁ где: С₁, С₂ – начальная и конечная концентрация участников реакции, τ₁, τ₂– моменты времени соответствующие начальной и конечной концентрациям участников реакции
Факторы, влияющие на скорость реакции	• природа реагентов, концентрация реагентов, температура системы, присутствие катализаторов, давление (при наличии газовых компонентов), электромагнитное излучение, механическое воздействие и т.п.
Закон действующих масс	• при постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов, с учетом стехиометрических коэффицентов как показателей степени; впервые установили Гульдберг и Вааге (1867г.); пример: 2NO + H₂ = N₂O + H₂O V = k C²(NO) ∙C (H₂)
Константа скорости реакции, k	• величина, численно равная скорости реакции, при концентрации каждого из исходных веществ равной единице
Молекуляр-ность реакции	• определяется числом молекул, одновременным взаимодействием между которыми осуществляется акт химического превращения. Могут быть одномолекулярные (мономолекулярные) J₂= 2J реакции, двухмолекулярные (бимолекулярные) CO_2(г)+C_(к)=2CO_(г) и трехмолекулярные (тримолекулярные) 2NO + H₂ = N₂O + H₂O; в случае гетерогенных реакций в уравнение входят концентрации только тех веществ, концентрация которых может изменяться; как правило, это вещества в газовой фазе или растворе; концентрации веществ, находящихся в твердой фазе (но не в сплавах и твердых растворах) представляют собою постоянную величину и в выражение для расчета скорости не включаются
Порядок реакции	• равен сумме показателей степени концентрации веществ в уравнении, выражающем закон действующих масс: U = k C^а(A)C^b (В) − порядок реакции − a+b
Правило Вант-Гоффа	• при повышении температуры реакционной смеси на каждые 10 ⁰ скорость реакции увеличивается в 2-4 раза t₂ –t₁ 10 U = U ₀γ γ = 2÷4 − температурный коэффициент реакции
Влияние температуры на скорость реакции	• увеличение температуры, как правило, приводит к резкому увеличению скорости химической реакции; пример: при t⁰< 300 ⁰С реакция 2H₂ + O₂ = 2H₂O идет с неизмеримо малой скоростью, при 700^о С − взрывообразно
Энергия активации, E_a(кДж/моль)	• наименьшая энергия, которой должны обладать частицы, чтобы их столкновение приводило к взаимодействию между ними, т.е. – к химической реакции
Уравнениие Аррениуса	• связывает константу скорости k реакции с энергией активации E_a k = A exp (- E_a/ RT) где А – постоянный для данной системы предъэкспоненциальный множитель; R= 8,314 Дж/(моль · К) – универсальная газовая постоянная, T– абсолютная температура
Обратимые реакции	• химические реакции, протекающие при данной температуре одновременно в двух противоположных направлениях с соизмеримыми скоростями; например: N₂ + 3H₂ ó 2NH₃
Химическое равновесие	• состояние химической системы при постоянной температуре, в котором, в результате протекания обратимых реакций наблюдается динамическое равновесие между исходными веществами и продуктами реакции, т. е., концентрация всех компонентов системы не изменяется со временем; • условие наступления равновесия – равенство скоростей прямой и обратной реакций
Константа равновесия, К	• количественная характеристика химического равновесия, характеризующая степень превращения исходных веществ в продукты реакции. Для реации: аА+вВ ó сС+dD , где квадратными скобками обозначены равновесные концентрации компонентов; • cхема рекции: aA + bB = dD + fF а) если реакционная система содержит газообразные компоненты, то константа равновесия может быть выражена через их парциальные давления: p^d(D)∙p^f(F) K_p = ——————; p^a(А)∙ p^b(B) если К>1, то концентрация продуктов реакции при равновесии выше концентрации исходных веществ; если К<1, концентрация продуктов реакции при равновесии меьше концентрации исходных веществ
Принцип Ле-Шателье	•если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию (изменяется температура, давление, концентрация компонентов), то равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия
Действие принципа Ле-Шателье	• увеличение температуры способствует смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, уменьшение температуры – в сторону экзотермической реакции; увеличение давления в системах, содержащих газовую фазу, смещает равновесие в сторону меньшего количества газообразного вещества; уменьшение давления – в сторону большего количества вещества; увеличение концентрации одного из реагентов вызывает сдвиг равновесия в направлении расходования этого компонента; пример: для реакции 2SO₃ó 2SO₂+O_2; ΔН⁰ = 198 кДж увеличение концентрации SO₂смещает равновесие влево (в сторону исходных веществ); повышение температуры для эндотермической реакции смещает равновесие вправо (в сторону продуктов реакции); повышение давления смещает равновесие влево (количество вещества газообразных компонентов, стоящих в левой части уравнения меньше, чем в правой)
Катализ	• (от греческого katalysis – разрушение), явление изменения скорости реакции или ее возбуждения, происходящее под действием определенных веществ - катализаторов
Катализатор	• вещество, изменяющее скорость химической реакции, но в результате реакции остающееся без химических изменений - положительные катализаторы ускоряют химическую реакцию - отрицательные катализаторы (ингибиторы) замедляют химическую реакцию
Гомогенный катализ	• катализатор находится в одной однородной газовой или жидкой фазе с реагирующими соединениями
Гетерогенный катализ	• катализатор находится в разных фазах с реагирующими соединениями, взаимодействие происходит на поверхности раздела фаз
Автокатали-тические реакции (самоуско-ряющиеся)	• каталитически ускоряются продуктами реакции