Химическая кинетика. Закон действующих масс гомогенных и гетерогенных систем. Скорость прямой и обратной реакции. Константа скорости химической реакции. Порядок и молекулярность реакции.

Химическая кинетика  - это раздел химии, изучающий скорости хим. реакций. Основной задачей хим. кинетики явл. управление хим. процессом с целью обеспечения большой скорости и максимального высокого выхода целевого продукта. Все хим. реакции имеют сложный механизм.

Механизм реакции — это последовательность протекания промежуточных стадий реакций в результате которой происходит образование конечных веществ.

Лимитирующая реакция — это самая медленная стадия (реакция).

Закон действующих масс: При постоянной температуре скорость хим. реакции пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.

аА + вВ ↔ сС + dD

υ_прям=k[A]^a[B]^b n=a+b

υ_обр= k[C]^c[D]^d n=c+d

[] — концентрация, a,b — коэф. при соотв. значении молекул.

k — прямой и обратной реакции — константа пропорциональности и наз. она константой скорости хим. реакции. КС хим. реакции численно равна скорости реакции при концентрации реагирующих веществ равных 1 моль/литр, т.е. КС равна удельной скорости реакции.

Скорость хим. реакций — это число элементарных актов, происходящих в единицу времени в единицу объема (гомо) или на единицу поверхности (гетеро).

аА + вВ ↔ сС + dD

Реакции, протекающие слева направо и отражающие процесс взаимодействия исходных веществ наз. прямой реакцией. Реакции идущие в обратном направлении наз. обратной.

Скорость гомогенной реакции определяется как изменение концентрации любого вещества в единицу времени.

v_гом=C₂-C₁/t₂-t₁=+ - ∆C/∆t

Знак «-» показывает, что происходит уменьшение исх. веществ.

«-» - прямая реакция;

«+» - обратная реакция, показывающая увеличение продуктов реакции

v=+ - dC/dt — истинная скорость хим. реакции.

Скорость гетерогенной реакции определенна количеством вещества вступившего в реакцию или получившегося в результате реакции за единицу времени на единицу поверхности раздела.

v_гом=C₂-C₁/t₂-t₁=+ - ∆Cs/∆t; v=+ - dCs/dt

Порядок реакции это сумма показателей степеней концентраций реагентов в кинетическом уравнении реакции.

Молекулярность реакции — это число молекул одновременно взаимодействие, которых осуществляется в элементарный акт хим. превращения. Существуют мономолекулярные реакции — это реакции, в которых акт хим. превращения представляет собой хим. превращение 1 молекулы (р-ции диссоциации), Бимолекулярные реакции — это реакции в которых элементарный акт осущ. при столкновении 2 молекул. И редко Тримолекулярные реакции — столкновение 3 молекул

Влияние температуры на скорость реакции, правило вант-гоффа, энергия активации, уравнение аррениуса

Повышение температуры ускоряет большинство реакций. Согласно правилу Вант-Гоффа при увеличении температуры на 10 К скорость многих реакций увеличивается в 2-4 раза ν₂ = ν₁×g^{DT/ 10}

Где ν₂ и ν₁ — 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.

Энергия, необходимая для перехода вещества в состояние активированного комплекса, называется энергией активации. Возможность образования активированного комплекса, а соответственно и хим. взаимодействия, определяется энергией молекул. Молекула, энергия которой достаточна для образования активированного комплекса, называется активной. С ростом температуры растёт доля этих частиц и соответственно скорость реакции. С увеличением энергии активации уменьшается доля активных молекул и скорость реакции.

В 1889 г. Шведский учёный С. Аррениус на основании экспериментов вывел уравнение, которое носит его имя: K = K₀e^(-Ea/RT), K — константа скорости реакции, K₀ — предэкспотенциальный множитель, e — это e. Ea — энергия активации.

Если при изменении температуры, концентрация реагентов остаётся постоянной то:

ν = ν ₀exp[-Ea/(RT)]

Ea/(2,3RT)=Dlgk/D(1/T)