Кинетика. Химическое равновесие

Учебниковая опора

• Оспанова М. К., Аухадиева К. С., Белоусова Т. Г. «Химия. 9 класс», часть 1, 9 класс, Мектеп, 2019, с. 59–62, 65
• Оспанова М. К., Аухадиева К. С., Белоусова Т. Г. «Химия. 9 класс», часть 1, 9 класс, Мектеп, 2019, с. 63–65
• Оспанова М. К., Аухадиева К. С., Белоусова Т. Г. «Химия. 9 класс», часть 1, 9 класс, Мектеп, 2019, с. 66–70
• Википедия, «Закон действующих масс», https://ru.wikipedia.org/wiki/Закон_действующих_масс
• Chemistry LibreTexts, «Rate Laws», https://chem.libretexts.org/Bookshelves/General_Chemistry/Chemistry_1e_(OpenSTAX)/12%3A_Kinetics/12.3%3A_Rate_Laws
• Chemistry LibreTexts, «Equilibrium Constants», https://chem.libretexts.org/Bookshelves/General_Chemistry/Chemistry_1e_(OpenSTAX)/13%3A_Fundamental_Equilibrium_Concepts/13.2%3A_Equilibrium_Constants

Главное

• Химическая кинетика изучает скорости реакций.
• Скорость — изменение концентрации вещества в единицу времени, моль/(л·с).
• Скорость растёт с ростом концентрации (давления газов), температуры, поверхности соприкосновения; зависит от природы веществ и катализатора.
• При нагревании на каждые 10 °C скорость растёт в 2–4 раза.
• Химическое равновесие — состояние, когда скорости прямой и обратной реакций равны; оно динамическое.
• Принцип Ле Шателье — Брауна: равновесие смещается в сторону реакции, противодействующей внешнему изменению.
• Катализатор ускоряет обе реакции одинаково и не смещает равновесие.

Теория

Скорость реакции. Для реакции $A + B = D + F$: $v = -\frac{\Delta c}{\Delta t} = -\frac{c_2 - c_1}{t_2 - t_1}.$ Минус нужен, потому что концентрация реагента убывает ($\Delta c < 0$).

• Гомогенные реакции идут в однородной среде (раствор, газ); скорость относят к единице объёма.
• Гетерогенные — между фазами (газ–твёрдое, жидкость–твёрдое); скорость относят к единице площади поверхности.

Реакция — результат столкновения частиц: чем чаще и энергичнее столкновения, тем быстрее реакция.

Факторы скорости

Фактор	Влияние	Пример из учебника
Природа веществ	решающий фактор	$H_2 + F_2$ — взрыв при комнатной t; $H_2 + I_2$ — лишь при 500–700 °C
Концентрация / давление	больше → быстрее	Zn с 10 % HCl быстрее, чем с 5 %
Температура	+10 °C → в 2–4 раза	нагревание пробирки
Поверхность	измельчение ускоряет	порошок мела с HCl реагирует бурно
Катализатор	ускоряет	$2H_2O_2 \xrightarrow{MnO_2} 2H_2O + O_2$

Катализ. Катализатор изменяет скорость, но не расходуется и не входит в продукты. Гомогенный катализ — катализатор в той же фазе (кислоты, основания); гетерогенный — в другой фазе (твёрдые металлы, оксиды; $MnO_2$ + раствор $H_2O_2$). Ферменты — биологические катализаторы. Катализатор снижает энергию активации. Промоторы повышают активность катализатора, каталитические яды её снижают. Ингибиторы замедляют реакции: защита от коррозии, консерванты, предотвращение взрывов, лекарства.

Обратимость. Необратимые реакции идут до конца, если образуются осадок, газ, малодиссоциирующее вещество (вода) или выделяется много тепла: $NaCl + AgNO_3 = AgCl\downarrow + NaNO_3$; $K_2CO_3 + 2HCl = 2KCl + H_2O + CO_2\uparrow$. Обратимые идут в обе стороны: $N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$. Вначале прямая скорость максимальна, обратная — ноль; затем они выравниваются.

Смещение равновесия

Воздействие	Куда смещается
↑ концентрации исходных веществ	вправо (к продуктам)
↑ давления	в сторону меньшего числа моль газов
давление при равном числе моль газов ($N_2 + O_2 \rightleftharpoons 2NO$)	не влияет
↑ температуры	в сторону эндотермической реакции
↓ температуры	в сторону экзотермической реакции
катализатор	не смещает, ускоряет достижение равновесия

Важно различать скорость («как быстро») и положение равновесия («каков итог»). Нагревание ускоряет обе реакции, но может уменьшить выход.

Закон действующих масс. Для элементарной реакции $aA + bB \to \ldots$ скорость $v = k[A]^a[B]^b$; для сложных реакций показатели степени находят опытным путём, они могут не совпадать с коэффициентами. Константа равновесия для $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$: $K_c = \dfrac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$. Твёрдые вещества и чистые жидкости в выражение не входят: для $CaO_{(тв)} + CO_2 \rightleftharpoons CaCO_{3(тв)}$ имеем $K_c = 1/[CO_2]$.

Формулы / правила

• $v = -\Delta c/\Delta t$, моль/(л·с).
• Правило «2–4 раза на 10 °C»: при нагреве на $\Delta t$ скорость растёт в $\gamma^{\Delta t/10}$ раз, где $\gamma = 2\ldots4$.

Примеры

1. Концентрация вещества упала с 0,8 до 0,5 моль/л за 10 с. Скорость? $v = -(0{,}5 - 0{,}8)/10 = 0{,}03$ моль/(л·с).
2. $\gamma = 2$, температуру подняли на 30 °C. Во сколько раз выросла скорость? $2^{30/10} = 8$.
3. $2CO + O_2 \rightleftharpoons 2CO_2 + 577$ кДж. Как сместит равновесие нагревание? Прямая реакция экзотермическая → влево, выход $CO_2$ уменьшится.
4. $N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$: как влияет повышение давления? Слева 4 моль газов, справа 2 → вправо.

Типичные ошибки на ЕНТ

• Считают, что катализатор смещает равновесие или увеличивает выход.
• Путают: нагревание всегда ускоряет реакцию, но смещает равновесие только к эндотермическому направлению.
• Учитывают при давлении твёрдые вещества и жидкости — считают только моль газов.
• Думают, что при равновесии реакции прекратились (оно динамическое).
• Для гетерогенных реакций забывают про площадь поверхности.

Самопроверка

1. В каких единицах измеряется скорость гомогенной реакции? — моль/(л·с).
2. Как называют вещества, замедляющие реакции? — Ингибиторы.
3. Что такое химическое равновесие? — Состояние, когда скорости прямой и обратной реакций равны.
4. Повлияет ли давление на $N_2 + O_2 \rightleftharpoons 2NO$? — Нет, число моль газов не меняется.
5. Какой катализ в опыте $MnO_2$ + $H_2O_2$? — Гетерогенный.