2. Влияние природы реагирующих веществ на скорость химических реакций

Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H₂ и N₂ требуются высокие энергии; такие молекулы малореакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H₂O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.

Другие примеры: фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, а бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании. Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди с водой не реагирует.

3. Зависимость скорости химической реакции от концентрации

В 1867 г. был установлен закон действующих масс двумя норвежскими химиками К. Гульдбергом и П. Ваге.

При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторых степенях:

А+В+2D = F+L,

= k∙C_A∙C_B∙C_D² , (1.5)

где k − коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости данной реакции.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от концентрации реагирующих веществ. Уравнение (1.4) называется кинетическим уравнением реакции.

Показатели степеней при концентрациях в кинетическом уравнении называются порядками реакции по данному веществу, а их сумма – общим порядком реакции. Порядки реакции устанавливаются экспериментально и в большинстве случаев не совпадают со стехиометрическими коэффициентами уравнений. Существует совсем немного реакций, где порядок совпадает с суммой стехиометрических коэффициентов.

N₂O₅= 2NO₂+ 1/2O₂ = k∙C(N₂O₅) реакция 1-го порядка

H₂ + J₂ = 2HJ = k∙C(H₂)∙C(J₂) реакция 2-го порядка

Cl₂ +2NO = 2NOCl = k∙C(Cl₂)∙C(NO)² реакция 3-го порядка

Порядок реакции может быть и дробным. Почему, рассмотрим ниже.

H₂ + Br₂ = 2HBr.

= kC_H2C_Br2 ^½.

Реакции обычно идут по стадиям, поскольку невозможно представить себе одновременное столкновение большого числа молекул.

Предположим, что некая реакция

A + 2B = C + D.

идет по стадиям:

1) А + В = АВ.

2) АВ + В = C +D.

Тогда, если первая реакция идет медленно, а вторая быстро, то скорость определяется первой стадией (пока она не пройдет, не может идти вторая), т.е. накопление частиц АВ. Тогда и =k∙C_A∙C_B.

Скорость реакции для последовательных реакций определяется самой медленной стадией. Отсюда различие между порядком реакции и стехиометрическими коэффициентами. Например, реакция разложения перекиси водорода:

2H₂O₂ = 2H₂O+O₂.

На самом деле, реакция первого порядка, т.к. она лимитируется первой стадией H₂O₂ = H₂O + O, а вторая стадия O + O = O₂ идет очень быстро.

Может быть самой медленной не первая, а вторая или другая стадия, и тогда мы получаем иногда дробный порядок, выражая концентрации интермедиатов (промежуточных соединений) через концентрации начальных веществ.

Другая причина несовпадения порядка реакции с суммой стехиометрических коэффициентов уравнений − постоянство концентраций одного или нескольких участников реакции. Например, в реакции омыления эфира

C₂H₅COOCH₃ + H₂O = C₂H₅OH + CH₃COOH.

.

Молекулярность реакции – это число частиц, участвующих в элементарной реакции. В зависимости от молекулярности различают: мономолекулярные, би-, тримолекулярные реакции.