Скорость хим. р-ций в гомогенных и гетерогенных системах.

Системой в химии принято назыв рассматриваемые в-ва.В-ва, окр системой назыв внешн средой.Как правило, она физически отделена от системы.

Гомогенной системой наз-ся система, состоящий из 1 фазы, гетерогенной – из нескл. фаз. Фазой назыв часть сист, физич отделённая от других её частей поверхностью раздела.

H₂SO₄+Na₂S₂O₈= Na₂ SO₄+SO₂+S+H₂O

Скоростью гомог р-ций наз-ся кол-во в-ва, γ вступает в р-цию или обр-ся в рез-те р-ции в единице объёма за единицу t

Fe+2HCl=FeCl₂+H₂

Скоростью гетероген. р-ций наз-ся кол-во в-ва, γ вступает или обр-ся на единицу поверхности за ед-цу времени.

6.2Зависимость скорости реакции от концентраций реагирую­щих веществ.Необходимым условием того, чтобы между частицами (атома­ми, молекулами, ионами) исходных веществ произошло химическое взаимодей­ствие, является их столкновение друг с другом (соударение). Точнее говоря, ча­стицы должны сблизиться друг с другом настолько, чтобы атомы одной из них испытывали бы действие электрических полей, создаваемых атомами другой. Только при этом станут возможны те переходы электронов и перегруппировки атомов, в результате которых образуются молекулы новых веществ — продуктов реакции. Поэтому скорость реакции пропорциональна числу соударений, кото­рые претерпевают молекулы реагирующих веществ.

Число соударений, в свою очередь, тем больше, чем выше концентрация ка­ждого из исходных веществ или^что то же самое, чем больше произведение концентраций реагирующих веществ. Так, скорость элементарной реакции

А + В = С

пропорциональна произведению концентрации вещества А на концентрацию ве­щества В, т. е. вероятности столкновения частиц. Обозначая концентрации ве­ществ А и В соответственно через сд и св, можно написать

у = kCaCb,

где к — коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости данной реакции.

6.3Закон действия масс для химической ре­акции, протекающей при столкновении двух частиц (К. Гульдберг и П. Вааге,

1867 г):

при постоянной температуре скорость элементарной химической реакции прямопропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Гораздо реже реакция осуществляется в результате одновременного столкно­вения трех реагирующих частиц. Например, реакция типа

2А + В = А₂В

может протекать путем тройного столкновения:

А + А + В — А₂В.

6.4 Зависимость скорости реакции от температуры. Молекулярно-кинетическая теория газов и жидкостей дает возможность подсчитать число соударений между молекулами тех или иных веществ при определенных усло­виях. Если воспользоваться результатами таких подсчетов, то окажется, что число столкновений между молекулами веществ при обычных условиях столь велико, что все реакции должны протекать практически мгновенно. Однако в действительности далеко не все реакции заканчиваются быстро. Это связано с необходимостью преодоления энергетического барьера реакции — энергии активации. Это осуществляют только активные молекулы, име­ющие энергию выше, чем Е_а.

С ростом температуры число активных моле­кул возрастает. Отсюда следует, что и скорость химической реакции должна увеличиваться с по­вышением температуры. Действительно, при воз­растании температуры химические реакции про­текают быстрее. Возрастание скорости реакции с ростом тем­пературы принято характеризовать температур­ным коэффициентом скорости реакции — чи­слом, показывающим, во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры системы на 10 градусов!

Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществдля осуществления химической реакции молекулы должны обладать достаточной энергией, соответствовать друг другу по молекулярным свойствам и так взаимно ориентированы в пространстве, чтобы реакционные центры

пришли в соприкосновение и были достигнуты максимальные перекрывания их

орбиталей.

6.5 Энергия активации.Избыточная энергия, которой должны обладать молекулы для того, что­бы их столкновение могло привести к образованию нового вещества, называется энергией активации данной реак­ции. Энергии активации (Е_а) выражают в кДж/моль. Молекулы, обладающие такой энергией, называются активными молекулами.

Активированный комплекс.Реакции, требующие для своего протекания заметной энергии активации, на­чинаются с разрыва или с ослабления связей между атомами в молекулах ис­ходных веществ. При этом вещества переходят в неустойчивое промежуточное состояние, характеризующееся большим запасом энергии. Это состояние назы­вается активированным комплексом или переходным состоянием. Именно для его образования и необходима энергия активации

6.6Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Все химические реакции можно разбить на две группы: необратимые и обрати­мые реакции. Необратимые реакции протекают до конца — до полного израсхо­дования одного из реагирующих веществ. Обратимые реакции протекают не до конца: при обратимой реакции ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это различие связано с тем, что необратимая реакция может проте­кать только в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. Когда скорости прямой и обрат­ной реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие.

6.7 Влияние изменения условий при изменения концентрации. Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, назы­вается смещением или сдвигом равновесия. Если при этом происходит увели­чение концентраций веществ, стоящих в правой части уравнения (и, конечно, одновременно уменьшение концентраций веществ, стоящих слева), то говорят, что равновесие смещается вправо, т. е. в направлении течения прямой реакции; при обратном изменении концентраций говорят о смещении равновесия влево — в направлении обратной реакции. В рассмотренном примере равновесие сме­стилось вправо. При этом то вещество (Н2), увеличение концентрации которого вызвало нарушение равновесия, вступило в реакцию — его концентрация пони­зилась*

Таким образом, при увеличении концентрации какого-либо из веществ, уча­ствующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого веще­ства, при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие сме­щается в сторону образования этого вещества.

При изменении давления.При увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т. е. в сторонy понижения давления, при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т. е. в сторону увеличения давления,

При изменении температуры. При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении — в направлении экзотермической реакции.

6.8Принципа Ле Шателье, в применении к химическим равновесиям можно сформулировать так:

если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в. та­ком направлении, что оказанное воздействие уменьшится

6.9Катализ.Вещества, не расходующиеся в результате протекания ре­акции, но влияющие на ее скорость, называются катализаторами.Явление из­менения скорости реакции под действием таких веществ называется катализом.Реакции, протекающие под действием катализаторов, называются каталитиче­скими.

Различают гомогенныйи гетерогенныйкатализ. В случае гомогенного катали­за катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор). В случае гетерогенного катализа катализатор находится в системе в виде само­стоятельной фазы.

Бывают катализаторы как ускоряющие протекание реакции, так и замедляю­щие ее. В первом случае катализ называется положительным, а во втором — отрицательным. Катализаторы, уменьшающие скорость реакции, называются ингибиторами.

7.1. Р-ры газообразные, жидкие, твёрдые.

Р-ми наз-ся однородные системы, состоящие из 2 и более компонентов, состав γ м. менять в опр-ых пределах без изменения степени однородности системы. Р-ры м.б. не только водными. Удивительными св-ми обладают р-ры различных в-в в жидком аммиаке. Хим-ие р-ции с участием солей в жидком аммиаке часто протекают совсем иначе, нежели в воде, прежде всего потому, что растворимость одних и тех же в-в в воде и в жидком аммиаке м. сильно различаться. Если смешать 2 расплавленных Ме, то получившуюся жидкость тоже следует считать р-ро. При затвердевании жидкого сплава образуется твёрдый р-р. Температура плавления твердого р-ра – промежуточная м/у 2 Ме и зависит от их соотношения. электропроводность твёрдого р-ра 2 Ме обычно бывает меньше, а твёрдость – больше, чем у каждого из компонентов в отдельности.