Химическая кинетика и химическое равновесие
Химическая кинетика – раздел химии, изучающий
скорость и механизм химических реакций. Различают гомогенные и гетерогенные химические
реакции.
Гомогенные реакции протекают в объеме одной фазы – в жидком (водном)
или газовом растворе. Например, 2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г) (8)
Гетерогенные
реакции протекают на границе раздела фаз: г – ж, г – т,
т – т и т.д. Например,
2С(т) + О2(г) = 2СО(г) (9)
Скорость химической реакции (υ) – это изменение
количества вещества одного из реагентов за единицу времени в единице реакционного
пространства. Она зависит от природы реагирующих веществ, температуры (Т), давления
(Р), концентрации (С) реагирующих веществ и других факторов. Зависимость υ
от С выражается законом действующих масс: При постоянной температуре скорость
химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих
веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении
реакции.
Например, для гомогенной реакции (8) υ = k∙С2СО ×СО2
, где k – константа скорости химической реакции, которая зависит от природы реагирующих
веществ, температуры, присутствия катализатора, но не зависит от концентрации
реагирующих веществ; С – молярные концентрации веществ (моль / л). Для гетерогенной
реакции (9) υ = k×СО2 , так
как концентрации твердых веществ постоянны и приняты равными единице, т.е. СС
= 1.
Зависимость скорости химической реакции от температуры выражает правило
Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10º скорость химической реакции
увеличивается примерно в 2 – 4 раза. Математическое выражение закона Вант-Гоффа:

, (10)
где υТ1 и υТ2
– скорости реакции при температурах Т1 и Т2; γ - температурный коэффициент
скорости химической реакции. Он показывает, во сколько раз увеличивается скорость
реакции при повышении температуры на 10º.
По полноте протекания химических
процессов различают необратимые и обратимые химические реакции. Необратимые реакции
протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных
веществ в продукты реакции. Обратимые реакции при одной и той же температуре протекают
как в прямом, так и в обратном направлении и завершаются установлением в системе
химического равновесия. Они не идут до конца, в системе всегда остаются исходные
вещества:
N2(г) + 3H2 (г) ⇄
2NH3(г) (11)
Химическое равновесие – такое состояние химического взаимодействия,
при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой, т.е.
.
После наступления состояния равновесия концентрации реагирующих веществ
при данных условиях остаются неизменными и называются равновесными концентрациями,
обозначаются в квадратных скобках [ ]. Количественной характеристикой химического
равновесия является константа химического равновесия К – величина, определяемая
соотношением равновесных концентраций продуктов реакции и исходных веществ. Если
в соотношение для константы равновесия входят равновесные концентрации, то ее
обозначают символом Кс, а если используются парциальные давления газов (Рi) ,
то – символом Кр. Например, для реакции (11):
,

Состояние химического
равновесия устанавливается и сохраняется лишь при определенных условиях (температуре,
давлении и концентрации реагирующих веществ). При изменении хотя бы одного из
этих условий, т.е. при каком-либо внешнем воздействии, равновесие в системе нарушается,
и система переходит в новое состояние равновесия. Этот переход называется смещением
химического равновесия.
Влияние внешних воздействий (изменение Т, Р или
С) на состояние химического равновесия можно предсказать, пользуясь принципом
Ле Шателье-Брауна: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее
воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект
внешнего воздействия, т.е на внешнее воздействие система отвечает противодействием.
Так увеличение концентрации какого-либо вещества вызовет противодействие системы
– стремление уменьшить концентрацию этого вещества, что возможно путем смещения
равновесия в направлении, при котором концентрация этого вещества будет уменьшаться.
Повышение
Робщ или Рi; приводит к смещению равновесия в сторону протекания той реакции,
которая вызывает уменьшение Робщ и Рi и наоборот, понижение Робщ или Pj смещает
равновесие в направлении той реакции, которая приводит к увеличению этих параметров.
Повышение
температуры вызывает смещение равновесия в направлении протекания той реакции,
которая сопровождается поглощением теплоты, т.е. эндотермической (∆Н >
0). Понижение температуры будет вызывать смещение равновесия в сторону экзотермической
реакции, сопровождающееся выделением теплоты (∆Н < 0).