Раздел химии, рассматривающий скорости и механизм химических реакций, называется химической кинетикой.

Скорость химической реакции измеряется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объёма системы (для гомогенной реакции) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции). Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и от присутствия в системе катализаторов.

Закон действия масс: скорость химической реакции прямо пропорционально произведению концентраций реагирующих веществ, взятых степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Для реакции аА+bB®cC+dD закон действия масс будет выглядеть так: u=k∙[A]^a∙[B]^b, где

[A] и [B] – концентрации вступающих в реакцию веществ;

a, b – стехиометрические коэффициенты;

k – константа скорости реакции, зависящая от природы реагирующих веществ и от температуры.

При гетерогенных реакциях концентрации веществ, находящихся в твёрдой фазе, обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс.

Зависимость скорости гомогенной реакции от температуры приближённо описывается эмпирическим правилом Вант - Гоффа: при нагревании на 10⁰ константа скорости увеличивается в 2-4 раза, т. е. k_t+10/k_t=2-4=g, где k_t – константа скорости при температуре t, k_t+10 – константа скорости при температуре t+10, g - температурный коэффициент.

В общем случае, если температура изменилась на t:

Вещества, которые изменяют скорость химического процесса, оставаясь при этом неизменными, называются катализаторами. Различают гомогенный и гетерогенный катализ в зависимости от того находится ли катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества или образует самостоятельную фазу. Действие катализатора связано с тем, что он вступает в промежуточное взаимодействие с реагирующими веществами, направляя процесс по новому пути с меньшей энергией активации.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

Это понятие применимо только для обратимых реакций, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. Обратимые реакции не доходят до конца и заканчиваются установлением равновесия, при котором скорости прямой и обратной реакции равны. В случае обратимой химической реакции aA+bB = cC+dD константа равновесия будет равна , где [A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации;

a, b, c, d - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции. Чем больше K, тем больше в реакционной системе в момент равновесия концентрации конечных продуктов. Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ, от температуры, от давления (в случае неконденсированных систем) и не зависит от начальных концентраций реагирующих веществ.

При неизменных условиях химическое равновесие сохраняется сколь угодно долго. При изменении условий равновесие нарушается. Направление смещения равновесия определяется принципом Ла – Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрации участвующих в реакции веществ), то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.

Так, повышение температуры приводит к смещению равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты, т. е. охлаждением системы, повышение давления вызывает смещение равновесия в направлении уменьшения общего числа молей газообразных веществ, т. е. в направлении, приводящем к понижению давления; удаление из системы одного из продуктов реакции ведёт к смещению равновесия в сторону прямой реакции; уменьшение концентрации одного из исходных веществ приводит к сдвигу равновесия в направлении обратной реакции.

Константа равновесия химической реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса этой реакции уравнением: ∆G⁰_T= -2,3 RT lg K_T.

Вопросы для самоконтроля по теме: «Закономерности протекания химических реакций»

1. Что называется тепловым эффектом химической реакции?

2. Сформулировать закон Гесса и следствие из него.

3. Дать определение стандартной величины энтальпии образования вещества.

4. Что представляет собой термохимическое уравнение?

5. Какие реакции называются экзо- и эндотермическими?

6. В каком направлении химические реакции протекают самопроизвольно?

7. Как изменяется энтропия в процессах: кристаллизации, конденсации, сжатии, полимеризации?

8. Дать определение скорости химической реакции.

9. Сформулировать закон действия масс, правило Вант – Гоффа.

10. От каких факторов зависит скорость химической реакции?

11. Для каких реакций применимо понятие химического равновесия?

12. Что показывает величина константы равновесия?

13. От чего зависит константа равновесия?

14. В каком направлении сместится равновесие реакции при повышении температуры? CO (г)+2H₂(г)=CH₃OH (г)+ H

Задачи по теме:

“Энергетика химической реакции”

№1 Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO(к)+CO(г) = Fe(к)+CO2(г); ∆H = -13,18 кДж

CO(г)+1/2O2(г)=CO2(г); ∆H = -283,0 кДж

H2(г)+1/2O2(г)=H2O(г); ∆H = -241,83 кДж.

№2 При взаимодействии газообразных сероводорода и диоксида углерода образуются пары воды и сероуглерод CS2(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислив ее тепловой эффект.

№3 При восстановлении 12,7 г оксида Cu(II) углем (с образованием угарного газа) поглощается 8,24 кДж тепла. Определить ∆Н°₂₉₈ образования CuO.

№4 Исходя из уравнения реакции CH3OH(ж)+3/2O2(г)=CO2(г)+2H2O(ж) ∆Н°=-726,5 кДж вычислить ∆Н°298 образования метилового спирта.

№5 Вычислите ∆Н°, ∆S°, ∆G_T° реакции, протекающей по уравнению Fe2O3(к)+3C=2Fe+3CO. Возможна ли реакция восстановления Fe2O3 углеродом при температуре: 500 или 1000К.

№6 При какой температуре наступит равновесие системы 4HCl(г)+O2(г)=2H2O(г)+2Cl2(г) ∆Н=-114,42 кДж. Хлор или кислород в этой системе является более сильным окислителем и при каких температурах?

№7 Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе: СН4(г)+СО2(г)=2СО(г) + 2Н2(г).

№8 На основании стандартных теплот образования и стандартных энтропий веществ вычислить ∆G˚₂₉₈ реакции: СО(г)+Н2О(ж)=СО2(г)+Н2(г).

№9 Пользуясь табличными данными вычислить ∆Н реакции 2Mg(к)+CO2(г)=2MgO(к) + C(к).

№10 При сжигании серы выделилось 73,48 кДж тепла и получилось 16г SO2. Вычислить теплоту образования SO2.

№11 Указать, какие из реакций образования оксидов азота и при каких температурах (высоких или низких) могут в стандартных условиях протекать самопроизвольно:

а) 2N2(г)+O2(г)=2N20(г); ∆H˚₂₉₈>0

б) N2(г)+O2(г)=2NO(г); ∆H˚₂₉₈>0

в) 2NO(г)+O2(г)=2NO2(к); ∆H˚₂₉₈<0

г) NO(г)+NO2(г)=N2O3(к); ∆H˚₂₉₈<0

д) N2(к)+2O2(г)=2NO2(г); ∆H˚₂₉₈>0

№12 Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям:

2CH4(г)=C2H2(г)+3H2(г)

N2(г)+3H2(г)=2NH3(г)

C(графит)+O2(г)=CO2(г)

Почему в этих реакциях ∆S˚₂₉₈>0; <0; ≈0?

Р А С Т В О Р Ы

Раствораминазываются гомогенные (однофазные) системы, содержащие не менее двух веществ. Наибольшее значение имеют жидкие смеси, в которых растворителем является жидкость.

В процессе растворения частицы (ионы или молекулы) растворяемого вещества под действием хаотически движущихся частиц растворителя переходят в раствор, образуя качественно новую однородную систему. Способность к образованию растворов выражена у разных веществ в различной степени. Одни вещества способны смешиваться друг с другом в любых количествах (вода и спирт), другие – в ограниченных количествах (хлорид натрия и вода). По соотношению преобладания числа частиц, переходящих в раствор и удаляющихся из раствора, различают растворы насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. С другой стороны, по относительным количествам растворенного вещества и растворителя растворы подразделяют на разбавленныеиконцентрированные.

Раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называют насыщенным, а раствор, в котором еще можно растворить добавочное количество данного вещества, - ненасыщенным. Отношение массы вещества, образующего насыщенный раствор при данной температуре, к массе растворителя называютрастворимостью этого вещества, или коэффициентом растворимости.

Растворимость веществ существенно зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления. Причины различной растворимости веществ до конца не выяснены, хотя их связывают с характером взаимодействия молекул растворителя и растворенного вещества.

Еще до обоснования теории растворов опытным путем было установлено правило, согласно которому подобное растворяется в подобном.Так, вещества с ионным (соли, щелочи) или полярным (спирты, альдегиды) типом связи хорошо растворимы в полярных растворителях, в первую очередь в воде. И наоборот, растворимость кислорода в бензоле, например на порядок выше, чем в воде, так как молекулы О₂ и С₆Н₆ неполярны.

Для подавляющего большинства твердых тел растворимость увеличивается с повышением температуры. Если раствор, насыщенный при нагревании, осторожно охладить так, чтобы не выделялись кристаллы соли, то образуется перенасыщенный раствор. Перенасыщеннымназывается раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе. Перенасыщенный раствор неустойчив, и при изменении условий (при встряхивании или внесении в раствор затравки для кристаллизации) выпадает осадок, над которым остается насыщенный раствор.

В отличие от твердых тел растворимость газов в воде с повышением температуры уменьшается, что обусловлено непрочностью связи между молекулами растворенного вещества и растворителя. Другой важной закономерностью, описывающей растворимость газов в жидкостях, является закон Генри: растворимость газа прямо пропорциональна его давлению над жидкостью.