Фазою називають частину системи, яка має характерні властивості і відділена від інших частин певною межею (поверхнею роздiлу)

ЛЕКЦІЯ VI. ХІМІЧНА КІНЕТИКА І КАТАЛІЗ. ХІМІЧНА РІВНОВАГА.

План:

1. Хімічна кінетика – наука про швидкість хімічних реакцій. Швидкість реакції в гомогенній та гетерогенній системі.

2. Фактори, що впливають на швидкість хімічних реакцій.

3. Вплив концентрації реагуючих речовин. Закон діючих мас.

4. Вплив температури. Рівняння Ареніуса. Правило Вант-Гоффа.

5. Основні кінетичні характеристики. Поняття молекулярності та порядку реакції.

6. Оборотні процеси. Хімічна рівновага. Константа хімічної рівноваги. Зсув хімічної рівноваги. Принцип Ле Шателье.

1. Хімічна кінетика займається вивченням швидкостей і механізму хімічних реакцій. Кожна хімічна реакція протікає з певною швидкістю, під якою розуміють кількість речовини, яка прореагувала за одиницю часу. З кількісної сторони швидкість характеризують зміною концентрації реагуючих речовин за одиницю часу. Концентрацію звичайно виражають у моль/ л, час - у хвилинах.

При розгляді питання про швидкості хімічних реакцій слід враховувати, що реакції можуть бути гомогенними, якщо вони протікають в однорідній системі і гетерогенними, якщо вони відбуваються в системі, яка складається з декількох фаз.

Під системою розуміють речовину або сукупність речовин, які обмежені певним об¢ємом.

Наприклад, у системі "льод-вода" - дві фази (тверда і рідка), це гетерогенна система. Прикладом гомогенної системи може бути будь-яка газова суміш (азот із киснем) або розчин декількох речовин в одному розчиннику.

У гомогенній системі реакція протікає у повному об¢ємі, і швидкість визначається кількістю речовини, яка прореагувала за одиницю часу в одиниці об¢єму. Так, при взаємодії розчинів сірчаної кислоти і тіосульфату натрію в зв'язку з виділенням сірки спостерігається помутніння розчину у всьому об¢ємі:

H₂SO₄ + Na₂S₂O₃ = Na₂SO₄ + H₂O + SO₂­ + S¯.

У випадку гетерогенної системи реакція йде на поверхні розділу фаз, залежить від величини поверхні розділу, і швидкість вимірю­ється кількістю речовини, яка прореагувала за одиницю часу на одиниці поверхні фази.

Наприклад: Zn + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂­.

2. Швидкість хімічних реакція залежить від багатьох чинників:

§ природи і стану реагуючих речовин,

§ концентрації речовин,

§ температури і тиску,

§ присутності каталізатора і т.ін.

3. Вплив концентрації. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин визначається законом діючих мас (ЗДМ), який було сформульовано у 1667 році норвезькими вченими Гульдбергом і Вааге: швидкість хімічної реакції при сталій температурі прямо пропорційна добутку концентрації реагуючих речовин, які входять до рівняння у ступенях, що дорівнюють їхнім стехіометричним коефіцієнтам у відповідному рівнянні реакції. У загальному вигляді цей закон можна представити таким чином:

для реакції mA + nB = pC + q Д,

швидкість u=k[A]^m×[B]ⁿ,

де k - коефіцієнт пропорційності (константа швидкості),

[A] і [B]- молярні концентрації вихідних речовин,

“m” і “n”- стехіометричні коефіцієнти (число молей реагуючих речовин).

Фізичний зміст константи швидкості реакції (k): вона дорівнює швидкості реакції, коли добуток концентрації реагуючих речовин дорівнює одиниці. Вона виражає залежність швидкості реакції від природи реагуючих речовин і умов досліду. Для ілюстрації закону діючих мас можна навести такий приклад - реакцію окиснення двоокису сірки:

2 SO₂ + O₂ = 2 SO₃.

Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин у цьому випадку може бути представлена: u =k [SO₂]² × [O₂].

Якщо реакція відбувається в гетерогенній системі, концентрації речовин, які знаходяться у твердій фазі, не враховуються, тому що вони є сталими величинами і входять у значення константи швидкості.

Отже, для реакції: С_(Т) + О₂ = СО₂ u = k [O₂].

Дата добавления: 2014-11-16