1. Что такое скорость химической реакции?
Скорость химической реакции — это изменение концентрации одного из реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени. Измеряется в моль/(л·с) или моль/(л·мин).
| Тип скорости | Формула | Объяснение | Пример |
|---|---|---|---|
| Средняя скорость | vср = ΔC/Δt | Изменение концентрации за определенный промежуток времени | За 10 секунд концентрация уменьшилась на 0.2 моль/л → v = 0.02 моль/(л·с) |
| Мгновенная скорость | v = dC/dt | Скорость в конкретный момент времени (производная) | График зависимости концентрации от времени, касательная в точке |
| По разным веществам | v = (1/ν)·ΔC/Δt | С учетом стехиометрических коэффициентов ν | Для реакции 2A + B → 3C: v = -½·Δ[A]/Δt = -Δ[B]/Δt = ⅓·Δ[C]/Δt |
Визуализация изменения концентрации реагента во времени
На графике ниже показано, как концентрация реагента уменьшается со временем при разных условиях. Чем круче спад кривой, тем выше скорость реакции.
Объяснение: При высокой начальной концентрации реагентов скорость реакции максимальна в начальный момент и постепенно уменьшается по мере расходования реагентов.
2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции
На скорость реакции влияют несколько ключевых факторов. Понимание этих факторов позволяет управлять химическими процессами в промышленности и лаборатории.
Чем выше концентрация реагирующих веществ, тем больше столкновений частиц в единицу времени, тем выше скорость реакции. Описывается законом действующих масс.
v = k·[A]·[B]
При увеличении [A] в 2 раза, v увеличивается в 2 раза
Повышение температуры увеличивает скорость реакции. Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10°C скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.
v2/v1 = γ((T2-T1)/10)
где γ = 2-4 (температурный коэффициент)
Катализаторы ускоряют химические реакции, не расходуясь в них. Они снижают энергию активации, увеличивая долю активных столкновений.
С катализатором: Ea = 70 кДж/моль
Скорость увеличивается в тысячи раз
Для гетерогенных реакций скорость прямо пропорциональна площади поверхности раздела фаз. Измельчение твердых веществ увеличивает скорость реакции.
Цинковая стружка + HCl: быстро
Цинковый порошок + HCl: очень быстро
1) Записываем закон действующих масс для данной реакции:
v = k·[NO]²·[O₂] (порядок по NO = 2, по O₂ = 1)
2) Обозначаем начальные концентрации:
[NO]₁ = a, [O₂]₁ = b, тогда v₁ = k·a²·b
3) Находим новые концентрации:
[NO]₂ = 3a (увеличили в 3 раза)
[O₂]₂ = b/2 (уменьшили в 2 раза)
4) Считаем новую скорость:
v₂ = k·(3a)²·(b/2) = k·9a²·(b/2) = (9/2)·k·a²·b = 4.5·v₁
5) Ответ: скорость увеличится в 4.5 раза.
Правильный ответ: В
3. Закон действующих масс и константа скорости
Закон действующих масс (1867 г., Гульдберг и Вааге) устанавливает зависимость скорости реакции от концентраций реагентов.
Основная формула закона действующих масс
v = k·[A]m·[B]n
| Тип реакции | Уравнение скорости | Порядок реакции | Пример |
|---|---|---|---|
| Простые (элементарные) | v = k·[A]·[B] | Первый по A, первый по B, общий = 2 | H₂ + I₂ → 2HI: v = k·[H₂]·[I₂] |
| Сложные (многостадийные) | v = k·[A]m·[B]n | Определяется медленной стадией | 2NO + O₂ → 2NO₂: v = k·[NO]²·[O₂] |
| Нулевого порядка | v = k | Скорость постоянна, не зависит от концентрации | Разложение аммиака на платине: 2NH₃ → N₂ + 3H₂ |
1) При [A] = 0.1 М, [B] = 0.1 М: v = 0.01 моль/(л·с)
2) При [A] = 0.2 М, [B] = 0.1 М: v = 0.02 моль/(л·с)
3) При [A] = 0.1 М, [B] = 0.2 М: v = 0.04 моль/(л·с)
Определите порядок реакции по A и по B.
1) Записываем общий вид: v = k·[A]x·[B]y
2) Находим порядок по A (сравниваем опыты 1 и 2, где [B] постоянна):
Опыт 1: v₁ = k·(0.1)x·(0.1)y = 0.01
Опыт 2: v₂ = k·(0.2)x·(0.1)y = 0.02
Делим v₂/v₁: (0.2/0.1)x = 0.02/0.01 = 2 → 2x = 2 → x = 1
3) Находим порядок по B (сравниваем опыты 1 и 3, где [A] постоянна):
Опыт 1: v₁ = k·(0.1)1·(0.1)y = 0.01
Опыт 3: v₃ = k·(0.1)1·(0.2)y = 0.04
Делим v₃/v₁: (0.2/0.1)y = 0.04/0.01 = 4 → 2y = 4 → y = 2
4) Ответ: порядок по A = 1, порядок по B = 2.
Правильный ответ: В
4. Химическое равновесие и константа равновесия
Химическое равновесие — состояние обратимой реакции, когда скорости прямой и обратной реакций равны, а концентрации веществ постоянны.
Константа химического равновесия
Kc = ([C]c·[D]d) / ([A]a·[B]b)
| Характеристика равновесия | Прямая реакция | Обратная реакция | Пример |
|---|---|---|---|
| Скорости реакций | vпр = vобр | vобр = vпр | В равновесии система кажется неподвижной |
| Концентрации веществ | Постоянны во времени | Постоянны во времени | Не изменяются макроскопически |
| Динамичность | Реакция продолжается | Реакция продолжается | Микроскопически система активна |
| Условия | Замкнутая система | Постоянные T и P | Нет обмена с внешней средой |
1) Находим прореагировавшее количество CO:
40% от 0.1 М = 0.04 М
2) Составляем таблицу изменения концентраций:
CO + H₂O ⇌ CO₂ + H₂
Начальные: 0.1 | 0.1 | 0 | 0
Изменение: -0.04 | -0.04 | +0.04 | +0.04
Равновесные: 0.06 | 0.06 | 0.04 | 0.04
3) Рассчитываем константу равновесия:
Kc = ([CO₂]·[H₂]) / ([CO]·[H₂O]) = (0.04·0.04) / (0.06·0.06)
Kc = 0.0016 / 0.0036 = 0.444... ≈ 0.44
4) Ответ: Kc ≈ 0.44
Правильный ответ: Б
5. Принцип Ле Шателье (1884 год)
Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону, ослабляющую это воздействие.
| Изменение условия | Смещение равновесия | Объяснение | Пример: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ + Q |
|---|---|---|---|
| Увеличение концентрации реагента | → в сторону продуктов | Система уменьшает избыток реагента | ↑[N₂] → равновесие → (больше NH₃) |
| Увеличение концентрации продукта | ← в сторону реагентов | Система уменьшает избыток продукта | ↑[NH₃] → равновесие ← (меньше NH₃) |
| Увеличение давления | → в сторону меньшего объема | Система уменьшает давление | P↑ → равновесие → (4 моль → 2 моль) |
| Увеличение температуры | → в сторону эндотермической реакции | Система поглощает избыток тепла | T↑ → равновесие ← (реакция экзотермическая) |
| Добавление катализатора | Не смещает равновесие | Ускоряет достижение равновесия | Катализатор → быстрее равновесие |
1) Увеличение концентрации SO₂
2) Уменьшение давления
3) Увеличение температуры
4) Добавление катализатора
Реакция: 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ + Q (экзотермическая)
Объемы: 2 л + 1 л ⇌ 2 л (уменьшение объема с 3 до 2 л)
1) Увеличение [SO₂] → равновесие смещается вправо (→), чтобы уменьшить избыток SO₂.
2) Уменьшение давления → равновесие смещается в сторону большего объема (←), так как влево объем 3 л, вправо — 2 л.
3) Увеличение температуры → равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (←), так как прямая реакция экзотермическая (+Q).
4) Добавление катализатора → не смещает равновесие, только ускоряет его достижение.
Ответ: →, ←, ←, не смещается
Правильный ответ: Б
6. Расчетные задачи по кинетике и равновесию (ЕГЭ)
В ЕГЭ по химии задачи на скорость реакций и равновесие встречаются в заданиях повышенной сложности. Разберем типовые алгоритмы решения.
Типовые задачи и алгоритмы решения
Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 20°C до 70°C, если γ = 3?
ΔT = 70-20 = 50°C
n = 50/10 = 5 интервалов
v₂/v₁ = 3⁵ = 243 раза
В системе A + B ⇌ C равновесные концентрации: [A]=0.2, [B]=0.3, [C]=0.6. Найдите Kc и исходные концентрации A и B.
Kc = 0.6/(0.2·0.3) = 10
[A]₀ = 0.2+0.6 = 0.8 M
[B]₀ = 0.3+0.6 = 0.9 M
1) Начальные концентрации (V=1 л):
[NO]₀ = 2 моль/л, [O₂]₀ = 1 моль/л, [NO₂]₀ = 0
2) Обозначим прореагировавшее количество:
Пусть x моль/л O₂ прореагировало. Тогда:
2NO + O₂ ⇌ 2NO₂
Изменение: -2x | -x | +2x
3) Равновесные концентрации:
[NO] = 2 - 2x
[O₂] = 1 - x
[NO₂] = 2x
4) Записываем выражение для Kc:
Kc = [NO₂]²/([NO]²·[O₂]) = (2x)²/((2-2x)²·(1-x)) = 2
5) Упрощаем уравнение:
4x²/(4(1-x)²·(1-x)) = 2
4x²/(4(1-x)³) = 2
x²/(1-x)³ = 2
6) Решаем уравнение (подбором, x должен быть от 0 до 1):
x = 0.6: 0.36/(0.4³) = 0.36/0.064 = 5.625 ≠ 2
x = 0.5: 0.25/(0.5³) = 0.25/0.125 = 2 ✓
7) Находим равновесные концентрации:
[NO] = 2 - 2·0.5 = 1.0 М
[O₂] = 1 - 0.5 = 0.5 М
[NO₂] = 2·0.5 = 1.0 М
Ответ: [NO]=1.0, [O₂]=0.5, [NO₂]=1.0
Правильный ответ: Б
Тест: 25 вопросов по теме "Скорость реакций и равновесие"
Пройдите тест, чтобы проверить свои знания. Вопросы разного уровня сложности охватывают все аспекты химической кинетики и равновесия.
Ваш результат
Проверенные курсы для системной подготовки к ЕГЭ по химии
Чтобы закрепить успех и подготовиться ко всем заданиям ЕГЭ, рекомендуем обратиться к структурированным курсам от известных образовательных платформ.
Углубленные курсы по химии с разбором сложных тем, включая кинетику и равновесие. Преподаватели из МГУ и ведущих вузов. Подробный разбор задач ЕГЭ.
Перейти на сайт ФоксфордаСпециализируется на интенсивной подготовке к ЕГЭ. Много практики, в том числе по решению задач на скорость реакций и химическое равновесие.
Перейти на сайт СоткиИндивидуальные занятия с репетитором. Идеально, если нужно разобрать сложную тему «с нуля» или ликвидировать конкретные пробелы. Персональный подход к каждому ученику.
Перейти на сайт ТетрикиКрупная платформа с тысячами учеников. Все платежи проходят через официальные системы, предоставляется доступ в личный кабинет с учебными материалами по кинетике и равновесию.
Перейти на сайт УмскулОнлайн-школа от создателей Учи.ру. Прозрачная система оплаты, официальные чеки, пробный бесплатный урок с настоящим преподавателем. Подробный разбор тем по химии.
Перейти на сайт Учи.Дома