= k∙CA∙CB∙CD 2 , (1.5) где k− коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости данной реакции. Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ. Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от концентрации реагирующих веществ. Уравнение (1.4) называется кинетическим уравнением реакции. Показатели степеней при концентрациях в кинетическом уравнении называются порядками реакции по данному веществу, а их сумма – общим порядком реакции. Порядки реакции устанавливаются экспериментально и в большинстве случаев не совпадают со стехиометрическими коэффициентами уравнений. Существует совсем немного реакций, где порядок совпадает с суммой стехиометрических коэффициентов. N2O5= 2NO2+ 1/2O2=k∙C(N2O5) реакция 1-го порядка H2 + J2 = 2HJ
=k∙C(H2)∙C(J2) реакция 2-го порядка Cl2 +2NO = 2NOCl
=k∙C(Cl2)∙C(NO) 2 реакция 3-го порядка Порядок реакции может быть и дробным. Почему, рассмотрим ниже. H2 + Br2 = 2HBr.
= kCH2CBr2 ½ . Реакции обычно идут по стадиям, поскольку невозможно представить себе одновременное столкновение большого числа молекул. Предположим, что некая реакция A + 2B = C + D. идет по стадиям: 1) А + В = АВ. 2) АВ + В = C +D. Тогда, если первая реакция идет медленно, а вторая быстро, то скорость определяется первой стадией (пока она не пройдет, не может идти вторая), т.е. накопление частиц АВ. Тогда и
=k∙CA∙CB. Скорость реакции для последовательных реакций определяется самой медленной стадией. Отсюда различие между порядком реакции и стехиометрическими коэффициентами. Например, реакция разложения перекиси водорода: 2H2O2 = 2H2O+O2. На самом деле, реакция первого порядка, т.к. она лимитируется первой стадией H2O2 = H2O + O, а вторая стадия O + O = O2 идет очень быстро. Может быть самой медленной не первая, а вторая или другая стадия, и тогда мы получаем иногда дробный порядок, выражая концентрации интермедиатов (промежуточных соединений) через концентрации начальных веществ. Другая причина несовпадения порядка реакции с суммой стехиометрических коэффициентов уравнений − постоянство концентраций одного или нескольких участников реакции. Например, в реакции омыления эфира C2H5COOCH3 + H2O = C2H5OH + CH3COOH.
. Молекулярность реакции – это число частиц, участвующих в элементарной реакции. В зависимости от молекулярности различают: мономолекулярные, би-, тримолекулярные реакции.
Для продолжения скачивания необходимо пройти капчу:
Источник
Скорость реакции – это число частиц образованных за единицу времени в единице объема.
Скорость химической реакции равна изменению количества вещества в единицу времени в единице реакционного пространства. Гомогенная реакция протекает в одной фазе. Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз. [моль*м-3/с] не учитывая газы.
Все реакции можно подразделить на простые и сложные. Простые реакции протекают в одну стадию и называется одностадийными. Сложные реакции идут либо последовательно (многостадийные реакции), либо параллельно, либо последовательно-параллельно. В свою очередь, в каждой стадии реакции может участвовать одна молекула (мономолекулярные реакции), две молекулы (бимолекулярные) и три молекулы (тримолекулярные). Число молекул реагента, принимающих участие в простейшей (элементарной) стадии, называется её молекулярностью.
Порядок реакции — это сумма порядков реакции по реагентам.
Порядок реакции определяется суммой величин показателей степени при значениях концентраций исходных веществ в кинетическом уравнении:
Поэтому обе реакции первого порядка.
Молекулярность реакции определяется числом молекул, одновременным взаимодействием которых осуществляется акт химического взаимодействия. Реакция а) одномолекулярная, б) двухмолекулярная.
Выражение для определения скорости реакции первого порядка
Скорость реакции второго порядка для двух реагентов В и D подчиняется кинетическому уравнению
где С В – концентрация реагента В, а С D – концентрация реагента D.
Наиболее часто встречаются реакции первого и второго порядка. Реакции третьего порядка крайне редки. Реакции более высокого порядка, чем третий, неизвестны, так как в большинстве случаев реакции многостадийны.
Правило Вант-Гоффа. V2 = V1×gDT/ 10
Повышение температуры ускоряет большинство реакций. Согласно правилу Вант-Гоффа при увеличении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза V2 = V1×gDT/ 10
Где V2 и V1 – скорость реакции при температурах Т2 и Т1, γ – коэффициент, значение которого для эндотермической реакции выше, чем для экзотермической реакции. Для многих реакций γ лежит в пределах 2- 4.
Скорость химических реакций зависит:
1. Природа реагирующих веществ
б) 2K+2H2O=2KOH+H2 Скорость реакции» б» больше чем «а», так как калий активнее натрия.
2. Концентрация. Чем выше концентрация, тем больше скорость реакции, Эта зависимость выражается законом действующих масс.
Например, сера горит в чистом кислороде и на воздухе. СКОРОСТЬ ГОРЕНИЯ СЕРЫ В КИСЛОРОДЕ В 5 раз больше, чем на воздухе.
Химические реакции, протекающие в гомогенных системах (смеси газов, жидкие растворы), осуществляется за счет соударения частиц. Однако, не всякое столкновение частиц реагентов ведет к образованию продуктов. Только частицы, обладающие повышенной энергией — активные частицы, способны осуществить акт химической реакции. С повышением температуры увеличивается кинетическая энергия частиц и число активных частиц возрастает, следовательно,
химические реакции при высоких температурах протекают быстрее, чем при низких температурах |
Возрастание химические реакции при высоких температурах протекают быстрее, чем при низких температурах скорости реакции при нагревании в первом приближении подчиняется следующему правилу:
при повышении температуры на 10 0С скорость химической реакции возрастает в два — четыре раза. |
3. Катализатор — вещество, изменяющее скорость реакции. Он может как увеличивать скорость реакции так и уменьшать (такой катализатор называется ингибитором).
Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:
Источник