Химическая кинетика и равновесие в гомогенных системах

План
 1. Скорость химических реакций. Гомогенные и гетерогенные системы.
2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Закон действующих масс.
Правило Вант-Гоффа.
3.Понятие катализатора и катализа. Теории катализа.
4. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие.
5. Константа равновесия и ее физический смысл.
Принцип Ле-Шателье.

зависимости ее от различных условий – природы и концентрации реагирующих

веществ, температуры, присутствия катализаторов и др.

Под скоростью реакции понимают изменение концентрации реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени.

Различают гомогенные реакции (протекающие в гомогенных системах) и гетерогенные реакции (протекающие в гетерогенных системах).

реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице

поверхности фазы.





Скоростью гомогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема системы.

пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.
υ = k [A][B]

где [A] и [B] - концентрации веществ А и В;
k – коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции.
В общем виде скорость реакции mA+nB = уАВ выразится формулой:
υ = k [A] m [B] n

К условиям, влияющим на скорость химической реакции, относятся : -концентрация реагирующих веществ; -температура; - катализаторы.

скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации

данной реакции. Уравнение Аррениуса k = ZPe -Ea/(RT)

R – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль.К
Т - температура, К;
Р - стерический множитель;
е – основание натурального логарифма;
Z – число столкновений молекул в секунду в единице объема.

состояний:
Еа = Еперех.сост. - Еисх.сост.

ее скорость, но не изменяют саму реакцию, ее направление.

Механизм действия катализатора реакции

А + В = АВ

К + А → А…К → АК, Е1

АК + В → АК…В → АВ + К, Е2

они снижают энергию активации реакции за счет образования промежуточных соединений

с реагирующими веществами (каталитических комплексов), обладающих меньшей энергией:

параллельных реакций. Благодаря этому можно, применяя различные катализаторы, из одних

и тех же исходных веществ получать различные продукты:
СО + Н2 → СН3ОН (катализатор – медь);
СО + Н2 → СН4 + Н2О (никелевый катализатор).
Однако катализаторы не способны повлиять на состояние равновесия, т.е. увеличить выход продукта в обратимых реакциях. Катализатор при обратимой реакции ускоряет как прямую, так и обратную реакции, т.е. его введение приводит только к установлению равновесия за более короткий промежуток времени.

в промежуточных стадиях процесса. Следствием этого является снижение числа активных

молекул реагента, обеспечивающих протекание реакции.

Атомы тяжелых металлов, например, ртуть, в организме человека реагируют с молекулами белков, ингибируя тем самым многие жизненно важные химические процессы.

обратном NH4CNO↔(NH2)2CO (получение карбамида)
Параллельные - реакции если одно и то

же вещество может реагировать по двум и более направлениям и при этом образуются различные продукты
С+О2 = СО2; 2С+О2 = 2СО.
Последовательные - реакции, протекающие таким образом, что вещества, образующиеся в результате одной стадии (т.е. продукты этой стадии или промежуточные продукты) затем расходуется в последующих стадиях. А → В → С →
Сопряженные - реакции, протекающие по схеме:
А + В → С; А + D→ Е.
Одна из реакций может протекать самостоятельно, а вторая возможна только при наличии первой

когда активные частицы, образующиеся в результате каждой стадии, генерируют последующие

стадии.
Н2 = Н*+Н*; Н*+О2=ОН*+О*; ОН*+Н2=Н2О+Н*; О*+Н2=ОН*+Н*.
Цепная реакция содержит три основных стадии:
– стадия зарождения цепи;
– стадия продолжения;
– стадия обрыва цепи.
Продукт зарождения цепи – активная частица – реагирует с молекулой исходного вещества, образуя молекулу продукта реакции и регенерируя новую активную частицу. Образовавшийся радикал, в свою очередь, реагирует с исходной молекулой и т.д.

тех же условиях могут идти в противоположных направлениях, называются обратимыми.

Вместо знака равенства в таких реакциях ставятся две противоположно направленные стрелки.
Реакции, протекающие слева направо – прямые, справа налево – обратными.

прямой реакции, называется химическим равновесием.

Французского химического общества — широко известен во всем мире как

первооткрыватель закона смещения химических равновесий, получившего название «принципа Ле Шателье». Он одним из первых применил термодинамику в химии.

принципом
Ле Шателье:

Если находящаяся в равновесии система подвергается

внешнему воздействию, то равновесие смещается в сторону ослабления этого воздействия или противодействия ему.

или продуктов) с меньшим объемом;
при понижении давления равновесие сдвигается в

направлении образования веществ с большим объемом
N2 + 3H2→ 2NH3 + Q






При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.

Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещают равновесие в строну прямой реакции.

Катализаторы не влияют на положение равновесия.

концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает

равновесие в сторону прямой реакции.

2. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т. е. к образованию меньшего числа молей газообразных веществ).

3. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т. е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты, ∆Н > 0), а уменьшение температуры – в сторону экзотермической реакции (∆Н < 0).

4. Катализаторы не влияют на положение равновесия, способствуют более быстрому его достижению.

ред. А.И. Ермакова. – М.: Интеграл-Пресс, 2008. – 728 с..
Коровин

Н.В. Общая химия: Учеб. для технических направ. и спец. вузов/Н.В.Коровин. – М.: Высш. шк., 2007. – 557 с.

Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов/Под ред. В.А. Рабиновича и Х.М.Рубиновой –М.: Интеграл-Пресс, 2006. – 240 с.
Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие./ Под ред Н.В.Коровина- М.: Высш.шк., 2006ж. – 255 с.
Дрововозова.Т.И.,Сербиновская Н.М., Горобцова О.Н. Пособие репетитор по химии, Москва-Ростов-н/Д: Издательский центр «МарТ», 2003. – 368с.
Горбунов А.И., Гуров А.А., Филиппов Г.Г., Шаповал В.Н. Теоретические основы общей химии, М.:Издательство МГТУ им.Н.Э.Баумана, 2001.720 с.
Денисов В.В., Дрововозова.Т.И., Лозановская И.Н., Луганская И.А., Хорунжий Б.И. Химия, Москва-Ростов-н/Д: Издательский центр «МарТ», 2003. – 464 с.

;
в) концентрации продуктов реакции ;
г) наличия катализатора?

постоянства состава;
б) закон объемных отношений;
в) закон сохранения энергии;
г) закон действующих

масс.

давления;
б) изменение температуры;
в) использование избытка реагентов;
г) применение катализатора

реакции возросла в 625 раз при температурном коэффициенте скорости реакции,

равном 5:
а) 10; б) 25; в) 40; г) 125?

при оптимальном давлении в системе;
б) в процессе синтеза сложных веществ

из простых;
в) при равенстве скорости прямой и обратной реакции;
г) при растворении осадков.

уменьшением энергии активации;
б) увеличением средней кинетической энергии молекул;
в) возрастанием числа

столкновений;
г) ростом числа активных молекул?

химическим составом вещества;
г) пространственной структурой молекулы.