1. Концентрация.

v_гом=K*[A]^a [B]^b=K C_A^aC_B^b, где C_A и C_B — молярные

соблюдается при a+b ⩽ 3

a и b на самом деле берут из кинетических кривых

tg(α) = a → касательная в точке S

a+b – общий порядок реакции

v_гом ~ С

v_гет=K*(const ~ S)* C_B^b = {K*(const ~ S) ≡ K } = K*C_B^b

2. Давление

2H₂(г)+O₂(г) → 2H₂O(г)

v = K* P²_H2*P_O2 (*)

p↑ в 2 раза => v↑ в 4 раза (из (*))

3. Температура.

Вант-Гофф: при увеличении температуры на 10⁰ скорость химической реакции увеличивается в 3-4 раза.

v₂=v₁* γ ^(T2-T1)/10

Уравнение Аррениуса: k=A*exp(E_a/RT)

K = f(t; свойств вещества)

k ≠ f(C)

Энергия активации – минимальная избыточная энергия частиц по отношению к средней энергии частиц (ансамбля энергий), необходимая для их результативного столкновения.

Катализ — процесс изменения скорости химической реакции за счёт веществ, называемых катализаторами, которые участвуют в химической реакции, но не входят в конечные продукты (катализаторы и ингибиторы).

Гомогенный катализатор — та же фаза, что и у реагирующих веществ.

Гетерогенный катализатор — иная фаза, чем у реагирующих веществ.

Пример: 2SO₂+O₂ → 2 SO₃ (гомогенный)

A+B → [A..B] → AB

A+B+K → [A..K]+B → [A..K..B] → AB + K

Образуются комплексы с меньшей энергией активации – активированные комплексы. Состояние активированного комплекса характеризуется тем, что в нем уже нет исходных веществ, но нет еще и продуктов реакции. Активированный комплекс подобен нормальной молекуле, он отличается лишь тем, что одно из его колебаний легко возбуждается, что может привести к распаду комплекса и образованию продуктов.

Пример: 2SO₂+O₂ → {V₂O₅} → 2SO₃ (гетерогенный)

Закон действующих масс:

aA+bB → pC+qD

v=K C_A^aC_B^b

Цепные реакции — реакции, скорость которых со временем возрастает. Характеризуются высоким энергетическим выходом. Могут ускоряться или замедляться примесями.

K=A*exp(-E_a/RT) – не совпадает с практическими данными.

Br*+Br*=Br₂

Реакцию характеризует коэффициент разложения. В таких цепных реакциях не действуют два принципа химической кинетики.

#4. Химическое равновесие, описание. Влияние внешних факторов на состояние химического равновесия, принцип Ле Шателье.

aA+bB = pC+qD

v_пр=K C_A^a C_B^b

v_обр=K` C_C^p C_D^q

v_пр = v_обр => K/K`= C_C^pC_D^q/C_A^aC_B^b = K_{равновесия} (1)

Концентрации в формуле (1) называются равновесными.

Состояние химического равновесия — это состояние, когда v_пр=v_обр, тогда и (1) является постоянной, называемой константа равновесия.

K_р → ∞: реакция идёт быстро и бурно, исходных веществ мало, а продуктов много. Химическое равновесие сдвинуто вправо. ΔG<0; |ΔG|→∞:

K_р → 0: продуктов мало, исходных много. Химическое равновесие сдвинуто влево. ΔG>0.

К_р → 1: реакция идёт вяло и быстро затухает. ΔG≈0.

Если на атом, который находится в состоянии химического равновесия, оказать воздействие путём увеличения концентрации участника химической реакции, то в первый момент времени получает преимущество та реакция, в ходе которой это вещество расходуется. С течением времени система придёт в состояние равновесия, причём концентрация изменится, а константа равновесия нет.

1.

газ:

P↑ => точка равновесия сдвинута в сторону реакции, в ходе которой получается меньшее число газовых молекул.

твёрдое вещество и жидкость:

Давление не сказывается на химическом равновесии.

Пример: Fe₂O₃ (тв.)+3H₂(г.)=2Fe(тв.)+3H₂O(г.) ΔH>0

T↑, P↑; какая реакция получит преимущество?

K_p=P_H2O³/P_H2³ => газа одинаково, давление не влияет

2. Повышение температуры смещает точку равновесия в сторону эндотермической реакции (поглощение теплоты). Необходимо учитывать тепловой эффект.

Принцип Ле Шателье:

Если на систему оказывать воздействие извне, то она старается это воздействие скомпенсировать.