Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия и ее связь с термодинамическими функциями.

Скорость хим. реак-й. Средняя и истинная скорость реакций. Зависимость скорости р-ии от концентр. реагир. в-в.

Молекулярность и порядок р-ии.

Скорость хим-кой реакц-и измеряется кол-вом в-ва, вступающего в реакцию или, образующегося в результате реакц-и в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной реакц-и) или на единицу площади, поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакц).Скорость гомогенной хим-кой реакц-и измеряется изменением концентрации какого-либо из реагир-щих в-в за единицу времени. v=±ΔС/Δt, где«+»относится к изменению концентрации в-ва,образующегося в результате реакц-и (ΔС>0), а «-»к изменению концентрации в-ва, вступающего в реакцию (ΔС<0). Vср=Δn/SΔτ Δn - изменение числа моль газообразных продуктов,S-поверхность, Δn=Σn_нач-Σn_исход

Истин.скор Vист=dC/dτ -изм конц в теч врем.

Скорость реакц-и зависит от природы реагир-щих в-в,их конц-ции, темп-ры и от катализ-ов. В тех случаях, когда для протекания реакц-и необходимо столкновение двух реагир-щих частиц (молекул, атомов), зависимость скорости реакц-и от конц-ций определяется законом действия масс:скор хим р-ии при постоян внеш усл (Р,Т) прямо пропорц произвед концентр реагирующих в-в в степенях, кот соотв коэф в ур-ии р-ии. mA+nB=hC: V=kC^m x C^n. k- константа скорости реакц-и, значение которого зависит от природы реагир-щих в-в.

Молекулярность р-ии, число частиц реагентов, взаимод друг с другом в одной простой р-ии и превращающихся в продукты.

Порядок простых р-ий определ суммой показателей степеней при концентрациях реагирующих в-в в ур-ии скорости реакции.

Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.

правило Вант-Гоффа - при повышении температуры на кажд 10 градусов скорость хим р-ии увелич в 2-4 раза. энергия активации -некоторая избыточная энергия (по сравнению со средней энергией молекул при данной темп-ре), которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение было эффективным, т. е. привело бы к образованию нового в-ва. С ростом темп-ры число активных молекул быстро увеличивается, что и приводит к резкому возрастанию скорости реакц-и.

Зависимость константы скорости реакц-и k от энергии активации (Eа, Дж/моль) выражается уравнением Аррениуса: k= Ae^-Ea/RT Как следует из уравнения Аррениуеа, константа скорости реакц-и тем больше, чем меньше энергия активации.

3.Скорость химических реакций в гетерогенных системах. Катализ.++

Скорость гетерогенной хим-кой реакц-и измеряется кол-вом в-ва, вступающего в реакцию или, образующегося в результате реакц-и на единицу площади, поверхности раздела фаз(cред). Скорость гетерогенной реакц-и зависит от конц-ции и поверх-ти реаг в-в.

При гетерогенных реакциях концентрации в-в, находящихся в твердой фазе, обычно не изменяются в ходе реакц-и и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс. Катализ- это изменение термодинамимч-х возможностей реакции(ΔrG<0)за счёт спец в-ва.

Гомогенный катализ- когда реаг-е в-ва и кат-тор нах-ся в одинаковом агрегатном сост-и

A+B^КàAB/ [A+K]+BàAB+K/2SO₂+O₂ó2SO₃+H₂O

Гетерогенный катализ- когда реаг-е в-ва и кат-тор нах-ся в разных агрегатных сост-ях 2SO₂+O₂ ^кó2SO₃

Скорость хим-кой реакц-и возрастает в присутствии катализатора..Действие катализатора объясняется тем, что при его участии возникают нестойкие промежуточные соединения,распад которых приводит к образованию продуктов реакц-и. При этом энергия активации реакц-и понижается и активными становятся некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для осуществления реакц-и в отсутствие катализатора, В результате общее число активных молекул возрастает и скорость реакц-и увеличивается. Если применить у-е Арсениуса к обычным реакциям и с применением кат-ра то отношение скор-й

lgv_кат/v=(E_акт-E^кат_акт)*10³/2.3RT

Химическое равновесие в гомогенных и гетерогенных системах. Константа равновесия и ее связь с термодинамическими функциями.

При протекании хим-кой реакц-и концентрации исходных в-в уменьшаются; в соответствии с законом действия масс это приводит к уменьшению скорости реакц-и. Если реакция обратима, те. может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, го с течением Времени скорость обратной реакц-и будет возрастать, так как увеличиваются концентрации, продуктов реакц-и. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает состояние химического, равновесия и дальнейшего изменения конц-ций участвующих в реакц-и в-в не происходит.В случае обратимой хим-кой реакц-и А+ВóC+D зависимость скоростей прямой (và.) и обратной (v ß) реакций от конц-ций реагир-щих в-в выражается соотношениями: và=kà [A][B]; vß= kß [C][D] В состоянии химического равновесия v-->=vß те k-->[A][В]=kß [C][D] kà/kß=[C][D]/ [A][В]=K -константа равновесия реакц-и Концентрации, входящие в выражение константы равновесия, называются равновесными концентр-ми. Константа равновесия - постоянная при данной температуре величина, выражающая соотношение между равновесными концентр-ми продуктов реакц-и (числитель) и исходных в-в (знаменатель). Чем больше константа равновесия, тем «глубже» протекает реакция, те. тем больше выход ее продуктов. В хим-кой термодинамике доказывается, что для общего случая хим-кой реакц-и А+В+.óC+D+. справедливо аналогичное выражение для константы равновесия реакц-и: K=[C][D]+./ [A][В]+. В выражение константы равновесия гетерогенной реакц-и, как и в выражение закона действия масс, входят только концентрации в-в, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых в-в остаются, как правило, постоянными. Катализатор не влияет на значение константы равновесия, поскольку он одинаково снижает энергию активации прямой и обратной реакций и поэтому одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций. Катализатор лишь ускоряет достижение равновесия, но не влияет на количественный выход продуктов реакц-и.

Aг+2Bг=Cг [A]=1моль/л[B]=2[C]=3 K=[C]/[A][B]²=¾

Принцип Ле-Шателье.

При изменении условий протекания реакц-и (тем пературы, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакц-и в-в) скорости прямого я обратного процессов изменяются неодинаково, и хими ческое равновесие нарушается. В результате преимущественного протекания реакц-и в одном из возможны направлений устанавливается состояние нового химического равновесия, отличающееся от исходного. Процес перехода от одного равновесного состояния к новом равновесию называется смещением химического раем весия. Направление этого смещения подчиняемся принципу ЛеШателье: Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлению, что оказанное воздействие будет ослаблено.Так, повышение темп-ры приводит к смещение равновесия в направлении реакц-и, сопровождающейся поглощением теплоты, те. охлаждением системы; павышение давления вызывает смещение равновесия направлении уменьшения общего числа молей газообразных в-в, те. в направлении, приводящем к по нижению давления; удаление из системы одного из продуктов реакц-и ведет к смещению равновесия в сторону прямой реакц-и; уменьшение концентрации одного иэ исходных в-в приводит к сдвигу равновесия в направлении обратной реакц-и. СОг+СlгóСОС1₂г T-const/Pув/Vум

Протекание реакц-и в прямом направлении приводит к уменьшению общего числа молей газов, те. к уменьшению давления в системе. согласно принципу Ле Шателье, повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону прямой реакц-и.

Константа равновесия Кт хим-кой реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса этой реакции:

Δ⁰G_T=-2,3RTlgK_T при 298 К Δ⁰G₂₉₈=-5,69RlgK₂₉₈ Δ⁰G_T кДж/моль отриц-й знак Δ⁰G_T возможен если lgK>0 K> 1, ”+”если lgK<0,K< 1. при “-“ значениях Δ⁰G_T равновесие смещено вà(выход продуктов реакции велик)”+”Δ⁰G_T равновесие смещено вß (выход продуктов мал). знак AG° указывает на возможность или невозможность протекания реакции только в стандартных условиях, когда все реагирующие в-ва находятся в стандартных состояниях. В общем же случае возможность или невозможность протекания реакции определяется знаком ΔG.