3. Основной закон химической кинетики. Константа скорости реакции.

Основной закон химической кинетики – закон действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению мгновенных концентраций, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

v = k*c_A* c_B , (1)где с_А  и с_В   - концентрации веществ А и В, моль/л; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости реакции. Основной закон химической кинетики часто называют законом действующих масс. Из уравнения (1) нетрудно установить физический смысл константы скорости k : она численно равна скорости реакции, когда концентрации каждого из реагирующих веществ сос­тавляют 1 моль/л или когда их произведение равно единице. Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентраций. Уравнение (1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислять скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ.

4.Кинетическая классификация реакций.

Химические реакции можно классифицировать по числу молекул, участвующих в каждом элементарном химическом акте. Мономолекулярными (одномолекулярными) называются реакции, в которых такой акт представляет собой химическое превращение одной молекулы (изомеризация, диссоциация и пр.). Бимолекулярные (двухмолекулярные такие, элементарный акт которых осуществляется при столкновении двух молекул (различных или одинаковых). В  тримолекулярных (трёхмолекулярных) реакциях элементарный акт осуществляется при столкновении трёх молекул. Экспериментальное изучение кинетики той или иной реакции только в исключительных случаях позволяет отнести её к одной из указанных групп. Это удаётся сделать только для простых реакций, протекающих в одну стадию, уравнение которой совпадает со стехиометрическим уравнением реакции в целом (например, разложение NO₂ и некоторые др.). Большинство химических реакций является совокупностью нескольких последовательных (или параллельных) элементарных реакций, каждая из которых может принадлежать к любой из кинетических групп. В простейшем случае, если одна из элементарных реакций протекает значительно медленнее остальных, наблюдаемый кинетический закон будет соответствовать именно этой реакции. Если же скорости отдельных стадий сравнимы, кинетика может быть ещё больше осложнена. Поэтому для характеристики кинетики реальных процессов вводится понятие порядка реакции, отличное от понятия молекулярности. Порядок химической реакции по данному веществу  это число, равное степени n_i, в которой концентрация этого вещества входит в кинетическое уравнение реакции. Сумма показателей степеней n₁ + n₂  + n₃+ n_i определяет порядок реакции в целом. Вследствие сложности большинства химических процессов порядок реакции обычно не совпадает с ее молекулярностью и не соответствует стехиометрическому уравнению. Элементарный механизм отдельных стадий сложного процессапорядок реакции характеризует формально-кинетическую зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, а молекулярность. Реакции разделяют также по природе частиц, участвующих в элементарном акте реакции. Реакции, в которых участвуют молекулы, называют молекулярными. Реакции с участием атомов или свободных радикалов называются цепными. Реакции с участием ионов называются ионными. Реакции классифицируют по числу фаз, участвующих в реакции. Реакции, протекающие в одной фазе, называются гомогенными. Реакции, протекающие на границе раздела фаз, называются гетерогенными. Можно классифицировать реакции по степени сложности. В этом плане можно выделить  двусторонние  и односторонние (обратимые и  необратимые), изолированные (реакции, в ходе которых образуется продукт только одного типа) и параллельные, сопряженные, последовательные (консекутивные) реакции. Теоретическое изучение этих реакций основывается на том, что при протекании в системе одновременно нескольких реакций каждая из них идет независимо от других и подчиняется закону действия масс  принцип независимого протекания реакций. 

5.Влияние температуры на скорость реакции: температурный коэффициент, энергия активации.

Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C).Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило: При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза. Уравнение, которое описывает это правило следующее: , где   — скорость реакции при температуре  ,   — скорость реакции при температуре  ,   — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов). Правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400^oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например белки в биологических системах. Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле: . Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса. К реакции приводит не каждое столкновение молекул реагентов, а только наиболее сильные столкновения. Лишь молекулы, обладающие избытком кинетической энергии, способны к химической реакции.

С.Аррениус рассчитал долю активных (т.е. приводящих к реакции) соударений реагирующих частиц a, зависящую от температуры: - a = exp(-E/RT). и вывел уравнение Аррениуса для константы скорости реакции: k = k_oe^-E/RT, где k_o и E d зависят от природы реагентов. Е - это энергия, которую надо придать молекулам, чтобы они вступили во взаимодействие, называемая энергией активации.