Теоретические основы. Скорость химической реакции представляет собой число элементар­ных актов этой реакции в единицу времени в единице объёма для гомо­генных реакций или на

Скорость химической реакции представляет собой число элементар­ных актов этой реакции в единицу времени в единице объёма для гомо­генных реакций или на единице площади поверхности раздела фаз для гетерогенных реакций.

Из множества молекул при столкновении химически взаимодейст­вуют только те, энергия которых не ниже энергии активации. Доля таких молекул, они называются активными, а также величина энер­гии активации (высота активационного барьера) определяют вели­чину скорости химической реакции.

На практике это проявляется в зависимости скорости реакции от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры, при­роды реакционной среды (например, природы растворителя) и присут­ствия катализаторов. Каждый из указанных факторов так или иначе влияет либо на долю активных молекул, либо на высоту активаци­онного барьера.

Зависимость скорости реакции от температуры выражается фор­мулой Вант-Гоффа , где - скорость реакции при температуре t₁ , - скорость реакции при температуре t₂ , g - температурный коэффициент реакции. Например, при повыше­нии температуры от 20° до 60° скорость реакции, температурный коэффициент которой равен 3, возрастает в = 3⁴ = 81 раз.

Согласно закону действия масс изменение концентрации реаги­рующих веществ вызывает пропорциональное изменение скорости реакции. Так, для реакции

а А + в В ¾® с С + d D

скорость будет пропорциональна произведению концентрации ве­ществ А и В, взятых в степенях, соответствующих стехиометриче­ским коэффициентам при формулах этих веществ в уравнении ре­акции: = k [A]^a•[B] ^b.

При этом концентрации твёрдых веществ считаются практически неизменными и в явном виде не включаются в выражение для скорости. Например, скорость реакции железа с соляной кислотой

Fe _(тв) + 2HCl _(р-р) = FeCl_{2 (р-р)} + H_{2 (г)}

выражается только черезконцентрацию кислоты:

= k [HCl]².

При увеличении концентрации HCl, например, в 3 раза, скорость этой реакции возрастает в 3² раза, т.е. в 9 раз.

Для газообразных веществ изменения концентраций можно дос­тичь, изменяя внешнее давление в реакционной системе. Например, при повышении давления в 4 раза в системе 2SO_{2 (г)} + O_{2 (г)} = 2SO_{3 (г)} (*)

скорость этой реакции = k [SO₂]²•[O₂] возрастёт в 4²• 4 = 64 раза, так как при этом так же в четыре раза увеличится концен­трация каждого газообразного компонента.

Большинство химических реакций является обратимыми: одно­временно протекает прямая (слева направо) и обратная (справа на­лево) реакции. В момент выравнивания скоростей этих реакций в системе наступает химическое равновесие

а А + в В с С + d D,

характеризуемое константой равновесия:

.

Например, константа равновесия для реакции (*)

.

Следует учесть, что в случае гетерогенных равновесий, например, MgSО_{3 (тв)} = MgО _(тв) + SО_{2 (г)} концентрации

твёрдых веществ в явном виде не записывают в вы­ражении для константы химического равновесия: К = [SO₂].

Направление смещения равновесия определяется стремлением системы противодействовать вмешательству извне (принцип Ле Ша­телье).

Так, нагревание смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, происходящей с поглощением тепла. Охлаждение - в сто­рону экзотермической реакции, сопровождающейся выделением те­пла.

Повышение давления вызывает смещение равновесия в сторону реакции, протекающей с уменьшением объёма или числа молей га­зообразных веществ. Напротив, понижение давления - в сторону реакции с увеличением объёма (числа молей газообразных веществ).

Увеличение концентрации исходных веществ сдвигает равновесие вправо, а увеличение концентрации продуктов взаимодействия - влево. В общем случае повышение концентрации какого-либо ком­понента реакционной системы смещает равновесие в сторону той реакции, в которой этот компонент расходуется.

Например, в системе (*) прямая реакция экзотермична, проте­кает с уменьшением числа молей газообразных веществ, из трёх молей исходных газов образуются два моля газообразного продукта. Поэтому для смещения равновесия слева направо, в сторону прямой реакции, необходимо понизить температуру по сравнению с равно­весной, повысить давление и концентрации SO₂ и О₂ или понизить концентрацию SO₃ (отводить его из сферы реакции по мере обра­зования).