2. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Реакционный механизм. Переходное состояние промежуточная частица, промежуточное соединение.

Раздел химии, изучающий скорость химических реакций называется химической кинетикой.

Скорость химической реакции – число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени, в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности (для гетерогенных реакций) раздела фаз. Мерой скорости хим. реакции называется количество вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося при реакции за единицу времени в единице объема системы (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).

V, моль·л/с

V_прям

V_прям=V_обратн

V_обратн

T, сек

Факторы влияющие на скорость хим реакции:

1.Температура

Правило Вант-Гоффа: при повышении t на каждые 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза.

Vt2=Vt1*γt1-t2/10 где γ – температурный коэффициент реакции.

2.Концентрация реаг.в-тв.(чем больше скорость х.р.,тембольше концентрация).

3.Площадь соприкасновения(только для тв.в-тв)чем больше площадь,тем быстрее идёт р-я.

4.Природы реагир.веществ.

5.Катализаторов– вещество, не расходующееся в результате протекания реакции, но ускоряющее р-ю.Ингибиторов-замедляющих.Промоторы-катализатор катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от катализатора – катализатор снижает энергию активации реакции. В присутствии катализатора реакция проходит через другие промежуточные стадии, и эти стадии энергетически более доступны.

Бывают катализаторы как ускоряющие протекание реакции, так и замедляющие ее. В первом случае катализ называется положительным, а во втором - отрицательным.

Реакционный механизм-

ПЕРЕХОДНОЕ СОСТОЯНИЕ (активированный комплекс), конфигурация системы атомных ядер и электронов, участвующих в элементарном акте химической реакции, в момент преодоления системой энергетического барьера, разделяющего ее начальное и конечное состояния. Теорию переходного состояния применяют для расчета скоростей химических реакций.

Промежуточная частица-

Промежут.соединение-

3 Равновесия. Обратимые и необратимые реакции. Константа равновесия. Условия смещения хим. Равновесия. Примеры. Хим. Равновесие и катализ.

Хим.равновесие-состояние системы, когда в ней протекает 2 проитвоположнонаправленных процесса с одинаковой скоростью.

Виды равновесия: 1) статическое состояние (стабильное-сущ.точка равновесия в кот.возвращается система после того,как она была выведена из нее;, нестабильное; метастабильное-сосояние неустойчивого равновесия,в кот.система может быть достаточно долгое время )

2) Динамическое равновесие подчиняется принципу Ле-Шателье: при всяком воздействии на систему, находящуюся в сост хим равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению этого воздействия. Принцип Ле-Шателье: Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, которое уменьшит указанное воздействие. При постоянной Т отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных конц исх в-в в степенях стехиометричесикх коэффициентов есть величина постоянная и назыв константой равновесия данной реакции. Зависит только от температуры и природы реаг.в-тв. НЕ зависит-от катализатора и концентрации.

Физический смысл константы равновесия: показывает полноту протекания р-ии (∆G показывает глубину протекания)

К_р –> ∞ - необратимая, К_р=0 – не реагирует, ∆G = -RTlnK_равн

Истинное равновесие неизменно во времени и наступает в соответствии с принципом микроскопической обратимости: все элементарные стадии обратимой р-ции должны быть равновесными.

Равновесные концентрации исх в-в – концентрация в-ва, не прореагир. к моменту равновесия.

Равновесные концентрации продуктов р-ии – та концентрация в-в, кот образовались к моменту равновесия.

Среди хим реакций нарялу с процессами, которые начинают протекать в одном направлении затем идут в обоих направлениях (за счет взаимодействия продуктов реакции) т.е. являются двусторонними встречаются и такие которые протекают практически односторонне до полного превращения исходных веществ,с образованием осадка,газа или воды.. Первые процессы к которым относится подавляющее большинство реакций принято называть химически обратимыми, вторые – химически необратимыми.

.

Факторы, влияющие на смещение равновесия:

Концентрация: увеличение концентрации исходных веществ ускоряет прямую реакции и смещает равновесии вправо (в сторону продуктов реакции), увеличение концентрации продуктов реакции увеличивает объем образовавшейся реакции и смещает равновесие влево.

Давление: если давление повышается, то равновесие смещается в сторону уменьшения объема реагирующей смеси, и если давление понижается то равновесие смещается в сторону увеличения объема реагирующей смеси.

Температура: при повышении температуры возрастает скорость как прямой так и обратной реакций, но в большей степени ускоряются эндотермические реакции, характеризующиеся большей величиной энергии активации.

.

Катализ – явление изменения скорости реакции под действием катализаторов. В присутствии катализатора меняется путь, по которому проходит суммарная реакция, образуются другие переходные состояния, с иными энергиями активации, а поэтому изменяется и скорость химической реакции. Катализатор увеличивет скорость как прямой так и обратной химической реакции, поэтому на смещние химического равновесия он не влияет. Ускорить р-ю с катализатором сожно,если Еактивации с катализатором будет мельше Еа. прямого пути.

Катализ:1-гомогенный-во всём объеме( 1-кисл-осн.2-ок-восст) 2-гетерогенный-на границе фаз.

При гом.и гет.катализе катализатор:сближает молекулы реагентов в пространстве, активирует связи в них,способствует образ.продукта.

Билет 30