8. . Химическая кинетика. Понятие о скорости химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Закон действующих масс. Правило Вант-Гоффа.

Химическая кинетика – раздел физической химии изучающий химическую реакцию как процесс, протекающий во времени, тоесть изучающий скорость хим. реакции.

Скорость хим. реакции – изменение концентрации веществ в единицу времени в единицу реакционного пространства.

V= [моль/л. с]

Факторы, влияющие на скорость хим. реакции.

1. Природа - реагирующих веществ.

H₂ + F₂ →2HF

2. Концентрация.

3. Температура. ( Чем больше температура, тем больше скорость хим. реакции)

4. Наличие катализаторов.

5. Внешние воздействия (освещение).

6. Для твёрдых веществ (площадь поверхности соприкосновения реагентов). Для твёрдых веществ она является аналогом концентрации. Концентрация твёрдых веществ не входит в выражение закона действующих масс.

CaO(тв) +CO₂ →CaCO₃(тв) , V =R[CO₂]

Закон действующих масс.

При постоянной температуре скорость хим. реакции прямопрапорциональна произведению концентрации веществ в степенях равных стехиометрических коэффициентов .

а×А+в×B→c×C, v=R × [A]^a×[B]^в

а, в – стехиометрические коэффициенты.

R –константа скорости хим. реакции.

[A]^a×[B]^в – концентрации реагирующих веществ.

Закон Вант-Гоффа – скорость большинства хим. реакции при увеличении температуры на 10⁰ возрастает в 2-5 раз.

V₂/V₁=ɣ t₂-t₁/10

V₂/V₁ - скорость хим. реакции.

ɣ=2-5 температурный коэффициент.

9. Основные положения теории активных соударений молекул. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Теория переходного состояния. Энергетические диаграммы.

1. Протекание реакции возможно в результате столкновения между частицами.

2. Каждое столкновение может привести к реакциям только в том случае, если его энергия превосходит нейкую минимальную энергию, необходимую для разрыва хим. связей.

Ea – энергия активации – это избыточное количество энергии по сравнению с её средней величиной которой должна обладать молекула в момент столкновения, чтобы быть способной к хим. воздействию.

Уравнение Аррениуса.

R=p×z×e^-Ea/RT

R - константа скорости.

P - стерический множитель учитывающий ориентацию частиц в пространстве.

Z - число столкновений частиц в единицу времени в единицу реакционного объёма.

е – экспонента 2,72

-Ea - Температура в Кельвинах.

R = 8,314 (газовая постоянная).

3. Каждое столкновение может приводить к реакции только в том случае если частицы ориентированы строгим образом по отношению друг к другу.

Теория переходного состояния. Энергетические диаграммы.

Основное отличие молекулы реагентов – взаимодействуют между собой не мгновенно, а в течении определённого промежутка времени за который происходит перестройка хим. связи.

H₂ I₂ HI

0 ● 0------● 0 ̅͞ ●

l l → ⁞ ⁞ → l l

0 ● 0------● 0 ͞ ●

Переходное состояние HI

Энергетические диаграммы.

Экзотермическая Эндотермическая

X – координата реакции – путь по которому проходит реакция от реагентов до продукта реакции.