7.1. Скорость химической реакции (средняя и истинная).

Скоростью химической реакции называют изменение концентрации какого-либо из реагирующих веществ в единицу времени в определенном объёме или на определенной поверхности.

Если реакция протекает идеально, то для оценки скорости достаточно пользоваться понятием средняя скорость. В этом случае рассматривают изменение концентрации вещества за некоторый промежуток времени и относят это изменение к единице времени: V = ± (С2 – С1) / (τ2 – τ1) = ± ΔС / Δ τ

Если скорость реакции оценивается по исходному веществу, то концентрация убывает V = - ΔС / Δ τ

Если скорость реакции оценивается по продукту реакции, то концентрация возрастает V = + ΔС / Δ τ

Если реакция протекает сложно, то для оценки протекания химического процесса пользуются понятием истинная скорость химической реакции.

Истинная скорость реакции – это скорость реакции в данный момент времени. Чем меньше промежуток времени, тем точнее определяется скорость химической реакции. Размерность: моль/л * с

Математически истинная скорость реакции вычисляется по формуле:

Vист. = ± δС / δ τ (моль/л)

На скорость реакции могут влиять различные факторы: концентрация, природа и дисперсность реагентов, температура, катализаторы, рН и т.д.

7.2. Закон действующих масс (к.Гульдберг и п.Вааге)

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ.

nA + mB gD

ν = k * CA * CB,

где k – коэффициент пропорциональности.

В то же время коэффициент k, или константа скорости указывает долю столкновений, которые приводят к осуществлению реакции.

Константа скорости k не зависит от концентрации веществ.

7.3. Молекулярность и порядок химических реакций.

Молекулярность реакции – число молекул, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия.

По этому признаку различают моно- , би- и тримолекулярные реакции. Реакции с молекулярностью больше 3 практически не встречаются, т.к. вероятность столкновения даже 3 молекул уже очень мала.

Порядок реакции – это сумма показателей степеней концентрации веществ в уравнении закона действующих масс.

Так, реакция CuO (к.) + H2 (г.) = Cu (к.) + H2O (г.) относится к реакциям I порядка, т.к. уравнение закона действующих масс запишется следующим образом: ν = kC(H2), а реакция H2 + I2 = 2HI относится к реакциям II порядка, т.к. уравнение действующих масс имеет вид ν = kC(H2) * C(I2).

Молекулярность реакции – это молекулярно-кинетическая характеристика системы, а порядок реакции определяет зависимость скорости от концентрации.

Порядок реакции

Реакции нулевого порядка – это реакции, скорость которых не зависит от концентрации реагента. Большая часть из них являются гетерогенными реакциями, протекающими на поверхности металла. Например, реакция разложения аммиака на H2 и N2 на поверхности вольфрама является реакцией нулевого порядка, т.е. её скорость на протяжении всего процесса не зависит от концентрации NH3.

V = k, т.е.V =const; T= const

Реакции первого порядка:

2H2O2=2H2O+O2;V=kC(H2O2) 4AsH3 = As4 + 6H2; V = kC(AsH3)

C = C0 * e^-kt или InC = InC0 – kt,

где C –концентрация веществ в данный момент времени.

С0 – исходная концентрация вещества

k – константа скорости

t – время протекания реакции.

Время, в течение которого прореагировала половина начального количества вещества, называют временем полураспада и обозначают τ ½

Для реакции I порядка:

τ ½ = In2/k

Реакции второго порядка – самый распространённый тип реакций. Вот примеры таких реакций:

2NO2 = 2NO + O2

H2 + I2 = 2HI

CO + Cl2 = COCl2

2N2O = 2N2 + O2