5.1.Основные понятия формальной кинетики: скорость реакции, порядок
Хим. кинетика – это учение о скорости хим. реакции и механизме её протекания.
Механизм – это последовательность элементарных (актов) стадий реакции.
Скорость хим. реакции – реакции бывают гомогенными и гетерогенными.
Скорость гомогенной реакции – (истинная скорость) наз-ся изменения количества реагирующих или образующихся веществ в единицу времени, в единицу объема.
=
*
,
Где N – кол-во вещества, t – время, V- объем данной фазы
Знак d это мгновенное изменение.
=С
=
,
c
= C
-C
t
=
t
-
t
C
C
C
C
C
C
исх.в-ва t продукты t
- величина всегда
положительная.
Знак ‘-’ ставиться, когда v оценивается по убыли исходных веществ, а знак ‘+’ по накоплению продуктов реакции.
=
,
средняя скорость
Зависимость скорости от концентрации, константа скорости
=
*C
*C
,
где
- const скорости реакции
С – концентрация вещества
n
и n
- это частные порядки реакции по
определенному веществу.
n = n + n - это частные порядки реакции по определенному веществу.
Частные порядки определяются экспериментально, но иногда они совпадают со стехиометрическими коэффициентами.
=
*C
*C
,
=
,
тогда
*C
*C
=
*C
*C
,
K =
=
= const – это закон
действующих масс
Молекулярность реакции – это число частиц одновременно взаимодействующих в элементарном акте реакции.
Если взаимодействует 1 молекула, то реакция мономолекулярная.
Если 2 молекулы, то (би)димолекулярная.
Если 3 молекулы, то тримолекулярная.
Стадии с более высокой молекулярностью не существуют.
Пример
2HJ + H
O
J
+ 2H
O
=
* C
*
C
n
(HJ)=2
общий порядок реакции
n(H O )=1 равен 3.
3
Реакции могут быть I, II, III, нулевого и дробного порядка.
= k*с необратимая прямая реакция.
Для реакции II порядка.
H + J 2HJ
= k
* C
*
C
= k*с
C
=
C
Для реакции III порядка.
2NO +Cl 2NOCl
= k * C
+
C
= k*с
C
=
C
Молекулярность и порядок реакции часто не совпадают между собой.
Выделяют 2 основных причины.
Одно из реагирующих веществ взято в большом избытке.
СH
COOC
H
+ H
O
СH
COOH
+ С
H
OH
эфир
= k * C
*
C
C
= const (избыток)
= k
* C
Допустим C
и
C
= const
= k - реакция нулевого порядка n = 0
Реакция протекает в несколько стадий в этом случае порядок обычно получится дробным он определяется опытным путем
Кинетическая классификация гомогенных необратимых химических реакций. Реакции I и II порядков. Кинетические уравнения. Дифференциальные (интегральные) этих реакций, уравнение, выражающее зависимость концентраций от продолжительности этих реакций, период полупревращения.
Необратимые реакции I порядка.
= k*с ; = - ; = - k*с
=
-k*dt –
интегрируем это выражение
lnC
= -k*t +
-
const интегрирования
Если t=0, то =lnC ,где C - начальная концентрация реагирующего вещества.
l
nC
= -k*t + lnC
;
k =
*ln
уравнение для константы скорости
I порядка.
С – концентрация реагирующего вещества в момент времени t
C
- C = C
- это убыль концентрации кол-ва
прореагировавшего вещества.
k
=
*ln
Это уравнение позволяет рассчитать константу скорости реакции k, концентрацию реагирующих веществ в данный момент времени, количество прореагировавшего вещества C
[k]
=время
(с
,
min
,
r
).
Период полупревращения (полураспада) – это время, за которое прореагировало ½ количества исходного вещества.
[
t
]
– обозначение
С =
,
C
=
, тогда t
=
для необратимых реакции I
порядка
Период полураспада не зависит от начальной концентрации.
Необратимые реакции I порядка.
А+В продукты АВ
= k*
C
*C
Предположим, что концентрации
реагирующих веществ совпадают,
то = k* C
= -
-
= k C
-
=
k*dt, тогда
диф
=k*t
+
k =
C
=C
- C
,
тогда k =
[k] = мин
Период полураспада
k
=
t
=
для реакции II порядка период полураспада обратно пропорционален начальной концентрации.