Химическая кинетика. Химическое равновесие. Катализ

1. Простые и сложные реакции. Механизм реакции.

Простые реакции – протекают в одну стадию.

Сложные реакции – протекают в две или более стадий, последовательно или параллельно, могут протекать с разной скоростью, причем реакция, протекающая с наименьшей скоростью, называется лимитирующей.

Механизм реакции – совокупность элементарных реакций, из которых складывается сложная химическая реакция.

2. Молекулярность и порядок реакции.

Молекулярная реакция – реакция, связанная с распадом молекулы на меньшие ее части.

Молекулярность реакции определяется составом, пространственной структурой и энергией переходного состояния.

Мономолекулярная реакция – химические превращения одной молекулы.

Бимолекулярная реакция – 2 частицы принимают участие в реакции.

Тримолекулярная реакция – три частицы принимают участие в реакции.

3. Скорость химической реакции.

Скорость химической реакции – число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени, в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакция) раздела фаз.

4. Гомогенные и гетерогенные химические реакции.

Гомогенная химическая реакция – процесс химического превращения исходных веществ в продукты реакции, протекающий во всем объеме системы.

Гетерогенная химическая реакция – процесс химического превращения на поверхности раздела фаз.

5. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

1. Природа реагирующих веществ.

2. Концентрация реагирующих веществ.

3. Температура.

4. Наличие катализатора.

6. Зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ. Закон действующих масс для гомогенных и гетерогенных химических реакций.

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Для гомогенных реакций скорость прямой и обратной реакций рассчитывается с учетом концентраций всех веществ, для гетерогенных реакций из уравнения скорости прямой и обратной реакций исключаются твердые и жидкие вещества.

7. Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант – Гоффа.

Не все реакции заканчиваются быстро. Это связано с преодолением большого числа молекул энергетического барьера – энергии активации. Это осуществляют только активные молекулы, энергия которых больше, чем энергия активации. С ростом температуры число активных молекул растет. Отсюда следует, что и скорость химической реакции также растет.

Математическая зависимость скорости реакции от температуры называемая правилом Вант – Гоффа:

V(T₂) = V(T₁)*y^{(T2 – T1)/10},

В этом выражении V(T₂) и V(T₁) – скорости химической реакции при температурах T₂ и T₁, соответственно, y – температурный коэффициент скорости реакции, принимающий значения от 2 до 4.

8. Энергия активации. Уравнение Аррениуса.

Энергия активации – энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса.

Активированный комплекс – состояние веществ после разрыва или ослабления связей между атомами в молекулах исходных веществ вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии.

Более строго, чем уравнение Вант – Гоффа, зависимость от температуры скорости химической реакции описывает уравнение Аррениуса:

K = A*e^(-Ea/RT),

А – предэкспонентный множитель, по физическому смыслу отражающий вероятность благоприятных для осуществления реакции взаимных ориентаций активных молекул при соударении.

9. Катализ, катализатор (гомогенный, гетерогенный). Основные положения теории каталитических реакций.

Катализ – явление изменения скорости реакции под действием катализаторов.

Катализаторы – вещества, не расходующиеся в результате протекания реакции, но влияющие на ее скорость.

Каталитические реакции – реакции, протекающие под действием катализаторов.

Гомогенный катализ – катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор).

Гетерогенный катализ – катализатор в системе находится в виде самостоятельной фазы.

Положительный катализ – катализаторы ускоряют процесс протекания реакции.

Отрицательный катализ – катализаторы (ингибиторы) замедляют процесс протекания реакции.

Действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции, и молекулы, энергия которых была недостаточна для активных столкновений, теперь оказываются активными. В присутствии катализатора изменяется путь, по которому проходит суммарная реакция, образуются другие переходные состояния с иными энергиями активации, а поэтому изменяется и скорость химической реакции. Катализатор в одно и то же число раз ускоряет и прямую, и обратную реакции.

10. Химическое равновесие, обратимые и необратимые химические реакции.

Химическое равновесие – момент времени, когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми.

Химическое равновесие называется динамически, это означает, что при равновесии протекают и прямая, и обратная реакции, но их скорости одинаковы.

Обратимые химические реакции – протекают не до конца, т. е. ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью (обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях).

Необратимые химические реакции – протекают до конца, т. е. до полного израсходования одного из реагирующих веществ.

11. Закон действующих масс для обратимого процесса. Константа равновесия для гомогенных и гетерогенных реакций. Факторы, влияющие на константу равновесия.

Для обратимых химических реакций ( n_A×A_(г) + n_B×B_(г) D n_D×D_(г) + n_F×F_(г) ), которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, скорости реакции запишутся:

Вид реакции	скорость реакции
прямой ()	обратной ()
Гомогенная
Гетерогенная: вещества и твердые или жидкие

Константа равновесия – количественная характеристика или закон действующих масс для обратимых реакций.

Для гомогенной химической реакции она запишется:

, F, D – продукты, A, B – реагенты.

Для гетерогенной химической реакции конденсированные фазы (тв., ж) не учитываются.

Факторы, влияющие на константу равновесия:

1. Природа реагирующих веществ.

2. Температура.

12. Принцип Ле – Шателье. Влияние концентрации веществ, давления и температуры на смещение химического равновесия.

Принцип Ле – Шателье: внешнее воздействие на равновесную систему приводит к смещению равновесия в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздействию. Таким образом:

1. если в результате воздействия на систему скорость прямой реакции становится больше скорости обратной, то равновесие смещается вправо, при этом концентрации реагентов в системе уменьшаются, а продуктов – увеличиваются.

2. если скорость прямой реакции становится меньше скорости обратной, то равновесие смещается влево, при этом концентрации продуктов уменьшаются, а реагентов – увеличиваются.

Через некоторе время система вновь придет в равновесное состояние, но ему будут соответствовать новые условия и новые равновесные концентрации.

Концентрации:

1. при введении в равновесную смесь (увеличении концентрации) реагентов или выведении из нее (уменьшении концентрации) продуктов выполняется условие , и равновесие сдвигается по направлению прямой реакции, т.е. вправо «→»;

2. при выведении из системы (уменьшении концентрации) реагентов или введении в нее (увеличении концентрации) продуктов выполняется условие , и равновесие сдвигается по направлению обратной реакции, т.е. влево «←».

Давление:

1. при повышении давления система стремится понизить его, и равновесие смещается по направлению реакции, идущей с уменьшением числа молей газообразных веществ;

2. при понижении давления она стремиться повысить его, и равновесие смещается по направлению реакции, идущей с увеличением числа молей газообразных веществ;

3. давление не влияет на равновесие в системе, если число молей газообразных веществ в ходе реакции не изменяется.

Температура:

Направление смещения равновесия при изменении температуры можно определить, по крайней мере, двумя способами.

I способ. Известен или может быть рассчитан тепловой эффект реакции (ΔH_r):

- при повышении система по принципу Ле-Шателье старается ее понизить, и тогда равновесие сдвигается по направлению реакции, идущей с поглощением тепла, т.е. реакции эндотермической ();

- при понижении система по принципу Ле-Шателье старается ее повысить, и тогда равновесие сдвигается по направлению реакции, идущей с выделением тепла, т.е. реакции экзотермической ().

При прогнозировании смещения равновесия необходимо помнить:

,

что означает: если прямая реакция экзотермическая, то обратная является эндотермической, и наоборот.

II способ. Известны температурные коэффициенты () прямой и обратной реакций. В этом случае определить направление смещения равновесия при изменении температуры можно используя правило Вант-Гоффа:

,

где - скорости реакции при температурах t₁ и t₂, соответственно. Температура может быть выражена и в градусах Цельсия, и Кельвина. g - температурный коэффициент скорости реакции.

Дата добавления: 2015-04-30