Кинетика. Химическое равновесие

Главное по теме

• Скорость реакции v = Δc / Δt, измеряется в моль/(л · с). Растёт с повышением концентрации, температуры, площади поверхности (для твёрдых) и при добавлении катализатора.
• Закон действующих масс: для реакции aA + bB = продукты v = k · [A]^a · [B]^b. Концентрации твёрдых веществ в выражение не входят.
• Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10 градусов скорость растёт в γ раз (γ = 2-4): v₂ / v₁ = γ^{T₂ - T₁10}.
• Катализатор ускоряет реакцию, снижая энергию активации, но не смещает равновесие и не расходуется. Ингибитор замедляет реакцию.
• Химическое равновесие: скорость прямой реакции равна скорости обратной, концентрации не меняются. Равновесие динамическое.
• Константа равновесия K = [C]^c · [D]^d[A]^a · [B]^b. Твёрдые вещества и чистые жидкости в K не пишут. K зависит только от температуры.
• Принцип Ле Шателье: система противодействует внешнему воздействию. Рост концентрации исходного вещества смещает вправо, продукта - влево.
• Нагревание смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (ΔH > 0), охлаждение - в сторону экзотермической (ΔH < 0).
• Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молей газа. Если число молей газа не меняется, давление равновесие не смещает.

Задания с разбором

Где теряют баллы

• Скорость реакции и закон действующих масс

  Ловушка: Забывают про коэффициент в уравнении: при 2SO₂ концентрация входит в квадрате.

  Как решать: v = k · [A]ᵃ · [B]ᵇ, степени = коэффициенты. Твёрдые вещества в формулу не входят. Правило Вант-Гоффа: +10 °C, скорость × γ.

• Смещение химического равновесия

  Ловушка: Думают, что катализатор смещает равновесие: он только ускоряет его достижение.

  Как решать: Принцип Ле Шателье: система противодействует. Добавили реагент: вправо. Повысили давление: туда, где меньше молей газа. Нагрели: в сторону эндотермической реакции.

Объяснение простыми словами

Положи в стакан с горячим чаем кусочек сахара, а в другой стакан ложку сахарной пудры. Пудра растворится гораздо быстрее. Одно и то же вещество, но скорость процесса разная. Химики измеряют скорость реакции как изменение концентрации вещества за единицу времени: v = Δc / Δt, единицы моль/(л · с). Чем больше за секунду исчезло исходного вещества, тем быстрее реакция.

От чего зависит скорость. Первое: концентрация. Чем больше частиц в единице объёма, тем чаще они сталкиваются. Этот факт записан в законе действующих масс: для реакции aA + bB = продукты скорость v = k · [A]^a · [B]^b, где k - константа скорости. Концентрации твёрдых веществ в формулу не входят, потому что у них она постоянна. Пример: 2NO + O₂ = 2NO₂. Скорость v = k · [NO]² · [O₂]. Если сжать смесь так, что объём уменьшится вдвое, все концентрации вырастут вдвое, и скорость вырастет в 2² · 2 = 8 раз. А если утроить только концентрацию NO, скорость вырастет в 3² = 9 раз.

Дальше в Biik: продолжение объяснения, видеоразбор и проверка из 8 заданий по этой теме.

Термины

Скорость химической реакции

Изменение концентрации вещества в единицу времени.

Гомогенная реакция

Реакция в одной фазе, например между газами или в растворе; скорость считают на единицу объёма.

Гетерогенная реакция

Реакция на границе фаз, например металл с кислотой; скорость относят к единице площади поверхности.

Закон действующих масс

Скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях их коэффициентов.

Константа скорости

Коэффициент k в законе действующих масс; зависит от природы веществ и температуры, но не от концентрации.

Температурный коэффициент

Число γ, показывающее, во сколько раз растёт скорость при нагревании на 10 градусов.

Энергия активации

Минимальная избыточная энергия, которой должны обладать частицы, чтобы реакция началась.

Катализатор

Вещество, которое ускоряет реакцию и остаётся неизменным к её концу.

Ингибитор

Вещество, замедляющее реакцию.

Катализ

Ускорение реакции катализатором; бывает гомогенным и гетерогенным.

Обратимая реакция

Реакция, которая идёт и в прямом, и в обратном направлении; в уравнении ставят знак ⇌.

Необратимая реакция

Реакция, идущая до конца, например с выделением газа, осадка или слабого электролита.

Химическое равновесие

Состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.

Равновесные концентрации

Концентрации веществ в момент равновесия, они остаются постоянными.

Константа равновесия

Отношение произведения концентраций продуктов к произведению концентраций исходных веществ в их степенях.

Принцип Ле Шателье

Если на систему в равновесии подействовать, равновесие смещается так, чтобы ослабить это воздействие.

Смещение равновесия

Изменение равновесных концентраций в пользу прямой или обратной реакции.

Экзотермическая реакция

Реакция с выделением тепла, ΔH < 0.

Эндотермическая реакция

Реакция с поглощением тепла, ΔH > 0.

Тепловой эффект

Количество теплоты, выделяющееся или поглощаемое при реакции, обозначается Q или ΔH.