Порядок и молекулярность реакции

Химические реакции могут быть классифицированы по признаку молекулярности реакции или по признаку порядка реакции.

Молекулярность – число молекул, участвующих в элементарном акте химического взаимодействия. По этому признаку реакции разделяются на мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные.

Мономолекулярными называются такие реакции, в которых в элементарном акте взаимодействия участвует только одна молекула. Мономолекулярные реакции типа А→В или А→В+С – распад молекул на более простые составные части:

СН₃СОСН₃ → С₂Н₄ + Н₂ + СО,

СаСО₃ →СаО + СО₂

υ = kC. Скорость такой реакции зависит от концентрации только одного вещества.

Бимолекулярные реакции типа А+В → С или 2А → В – в элементарном акте участвуют две молекулы одинаковой или различной природы:

Н₂ + I₂ = 2HI

С Н₃СОOH + C₂H₅OH CH₃COOC₂H₅ + H₂O

υ = kC₁C₂ – зависит от концентрации двух веществ.

Тримолекулярными называются реакции, в которых в элементарном акте взаимодействия участвуют три молекулы.

Тримолекулярные реакции – А+2В → С;

3А → В

Примеры реакций: 3С₂Н₂ → С₆Н₆

2NO + O₂ → 2 NO₂

Zn(OH)₂ + 2 NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

υ = kC₁C₂C₃ -зависит от концентрации трёх веществ.

На практике приходится иметь дело только с этими тремя типами реакций. Реакции, в которых принимает участие больше трёх частиц, состоят из нескольких элементарных стадий – моно-, би- и тримолекулярных.

Порядок реакции – это сумма показателей степеней при концентрациях, входящих в уравнение скорости химической реакции.

Реакции могут быть первого (υ = kC); второго (υ = kC²); третьего (υ = kC³), а также нулевого и дробного порядка.

Реакции, в уравнение скорости которых входит концентрация реагирующего вещества в первой степени, называются реакциями первого порядка.

Кинетическое уравнение реакции первого порядка

где k – константа скорости;

a – исходное количество вещества;

х – количество вещества за промежуток времени t;

(а – х) – количество вещества, оставшееся к концу времени t.

2,303 – модуль перехода от натуральных логарифмов к десятичным.

Реакции, скорость которых пропорциональна произведению двух концентраций или квадрату концентраций, называются реакциями второго порядка.

Кинетическое уравнение реакции второго порядка

Дробный порядок – в сложных реакциях, протекающих через промежуточные стадии.

Нулевой порядок в реакциях, когда скорость подвода вещества больше скорости его расходования. В таких реакциях скорость равна постоянной величине υ = k.

Причины несовпадения молекулярности и порядка

1) Постоянство концентрации одного или нескольких участников реакции.

[H₂O] = const, следовательно, , т.е. реакция бимолекулярная, но первого порядка.

2) Ступенчатый характер реакции (например, хлорирование NО):

– суммарно

1. стадия: – быстро

2. стадия: – медленно

– второго порядка, но тримолекулярная.

Бимолекулярные и тримолекулярные реакции, в которых изменяется концентрация только одного реагирующего вещества при практически постоянной концентрации других, протекают по типу мономолекулярной и называются псевдомономолекулярными.