Хімічна кінетика та рівновага

Хімічна кінетика - розділ хімії, який вивчає перебіг хімічних процесів за певний час 2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г), G = - 456,4 кДж При t=800 C G = - 495,3 кДж Предмет хімічної кінетики: - вивчення чинників, які впливають на швидкість процесів; - визначення оптимальних умов, за яких можна здійснити реакцію

Гомогенна система (однорідна) – складається з однієї фази Гомогенна система (однорідна) – складається з однієї фази Гетерогенна (неоднорідна) – складається з кількох фаз Гетерогенна (неоднорідна) – складається з кількох фаз Фаза – однорідна частина системи, однакова за складом та властивостями і відокремлена від інших фаз поверхнею поділу. Фаза – однорідна частина системи, однакова за складом та властивостями і відокремлена від інших фаз поверхнею поділу. Гомогенні реакції відбуваються в усьому обємі системи Гомогенні реакції відбуваються в усьому обємі системи Гетерогенні реакції– на поверхні поділу фаз Гетерогенні реакції– на поверхні поділу фаз

Швидкість хімічної реакції вихідні речовини продукти Швидкість хімічної реакції вихідні речовини продукти

Закон діючих мас Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у ступенях, які дорівнюють коефіцієнтам, що стоять перед формулами речовин у відповідному рівнянні реакції Швидкість хімічної реакції пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин у ступенях, які дорівнюють коефіцієнтам, що стоять перед формулами речовин у відповідному рівнянні реакції

Залежність швидкості реакції від концентрацій реагуючих речовин Н 2 + I 2 = 2HI Н 2 + I 2 = 2HI v = kC(H 2 )C(I 2 ) 2NO + Cl 2 = 2NOCl 2NO + Cl 2 = 2NOCl v = kC 2 (NO)C(Cl 2 ). aA + bB = cC + dD aA + bB = cC + dD v = kC a (A)C b (B) = k[A] a [B] b

Стехіометричне рівняння 2HBr (г) = Н 2 (г) + Br 2 (г) 2HBr (г) = Н 2 (г) + Br 2 (г) Механізм реакції HBr +hv = H + Br; HBr +hv = H + Br; H + HBr = H 2 + Br; H + HBr = H 2 + Br; Br + Br = Br 2. Br + Br = Br 2.

Принцип лімітуючої стадії – швидкість складної реакції визначається швидкістю найповільнішої (лімітуючої) елементарної стадії Принцип лімітуючої стадії – швидкість складної реакції визначається швидкістю найповільнішої (лімітуючої) елементарної стадії

Порядок реакції - характеристика механізму процесу Сумма показників ступенів в рівнянні швидкості хімічної реакції (кінетичного рівняння) Сумма показників ступенів в рівнянні швидкості хімічної реакції (кінетичного рівняння)

РЕАКЦІЇ НУЛЬОВОГО ПОРЯДКУ v = k v = k -dC/d = k -dC/d = k [k] = моль/л с [k] = моль/л с СаСO 3 = CaO + CO 2 СаСO 3 = CaO + CO 2

Реакції першого порядку

Реакції другого порядку

Реакції третього порядку 2NO + O 2 = 2NO 2 ; 2NO + O 2 = 2NO 2 ; 2NO + Br 2 = 2NOBr. 2NO + Br 2 = 2NOBr.

Молекулярність реакції – число молекул, які беруть участь в елементарному акті реакції Мономолекулярні – реакції, для перебігу яких необхідна одна молекула Мономолекулярні – реакції, для перебігу яких необхідна одна молекула I 2 = 2I; I 2 = 2I; HBr = H + Br; HBr = H + Br; N 2 O 5 = 2NO 2 + 1/2O 2. N 2 O 5 = 2NO 2 + 1/2O 2. Бімолекулярні – потрібна наявність двох молекул Бімолекулярні – потрібна наявність двох молекул Н 2 + І 2 =2НІ Н 2 + І 2 =2НІ Тримолекулярні – реагують одночасно три молекули Тримолекулярні – реагують одночасно три молекули 2NO + O 2 = 2NO 2 2NO + O 2 = 2NO 2

Вплив температури на швидкість реакції

Енергія активації реакції - різниця між середньою енергією системи і енергією, необхідною для перебігу реакції Н 2 + І 2 = 2НІ Активований комплекс

Енергетичний профіль реакції – залежність потенціальної енергії від координати екзотермічної (а) та ендотермічної (б) реакцій Н = Е пр – Е вих

Рівняння Арреніуса Якщо концентрації реагуючих речовин дорівнюють нулю Якщо концентрації реагуючих речовин дорівнюють нулю

Правило Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10 градусів швидкість реакції зростає в 2-4 рази Правило Вант-Гоффа: з підвищенням температури на кожні 10 градусів швидкість реакції зростає в 2-4 рази Температурний коефіцієнт показує, у скільки разів зросте швидкість реакції у разі підвищення температури на 10 градусів Температурний коефіцієнт показує, у скільки разів зросте швидкість реакції у разі підвищення температури на 10 градусів

Каталіз Каталізатор це речовина, яка бере участь у проміжних стадіях, змінює швидкість реакції, але не входить до складу продуктів реакції і залишається після реакції в незмінній кількості. Каталізатор це речовина, яка бере участь у проміжних стадіях, змінює швидкість реакції, але не входить до складу продуктів реакції і залишається після реакції в незмінній кількості. А + В = АВ (E a ) А + В = АВ (E a ) А + К = А...К (Е' а ) А + К = А...К (Е' а ) А...К + В = АВ + К (Е а ) А...К + В = АВ + К (Е а )

Порівняння енергії активації реакції без каталізатора та з каталізатором

Хімічна рівновага Необоротні реакції Необоротні реакції - Н, + S 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2, 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 2K + 2H 2 O = 2KOH + H 2

Оборотні реакції Оборотні реакції - Н, - S 2H 2 + O 2 2H 2 O 800–1500 С – пряма; 3000 – 4000 С – зворотна H 2 + I 2 2HI 300 – 400 С

aA + bB cC + dD aA + bB cC + dD

У стані хімічної рівноваги v 1 = v 2 v 1 = v 2

Константа хімічної рівноваги

Принцип Ле Шательє Зовнішній фактор Зміщення хімічної рівноваги С вих.реч. С вих.реч. В бік утворення вихідних речовин (зворотна реакція) В бік утворення вихідних речовин (зворотна реакція) С вих.реч. С вих.реч. В бік утворення продуктів (пряма реакція) В бік утворення продуктів (пряма реакція) С прод. С прод. В бік утворення продуктів (пряма реакція) В бік утворення продуктів (пряма реакція) С прод. С прод. В бік утворення вихідних речовин (зворотна реакція) В бік утворення вихідних речовин (зворотна реакція)

Принцип Ле Шательє Зовнішній фактор Зміщення хімічної рівноваги Т В бік ендотермічної реакції (-Q, + Н) Т В бік екзотермічної реакції (+Q, - Н) Р, V Р, V В бік утворення менших обємів (меншого числа газоподібних часток) P, V P, V В бік утворення більших обємів (більшого числа газоподібних часток)