Зміна швидкості реакції в часі

для реагентів для продуктів

С C1 > C2 υ = C1 С2 t1 t2 t Під час реакції концентрації (реагентів) зменшуються, що призводить до зменшення її швидкості

С C1 < C2 С2 υ = С1 t1 t2 t Під час реакції концентрації продуктів збільшуються, що призводить до зростання її швидкості.

Швидкість реакції залежить від:

• природи реагуючих речовин;

• доступності реагентів (ступінь подрібнення твердих реагентів, площа поверхні стикання реагентів);

• концентрації реагентів;

• температури;

• наявності каталізатора.

Залежність швидкості реакції від концентрації реагентів

Визначається законом діючих мас (Гульдберг і Вааге, 1867) – основним законом хімічної кінетики.

Формулювання закону діючих мас: швидкість хімічної реакції пропорційна добуткові концентрацій реагентів.

У загальному випадку для реакції: аА + bВ ↔ сС + dD швидкість реакції дорівнює

υ = κ∙С_А^а ∙ С_В^b , (кінетичне рівняння гомогенної реакції), де

С_А і С_В – концентрації реагентів;

а, b – коефіцієнти в рівнянні реакції;

κ – константа швидкості реакції (швидкість реакції при концентраціях реагентів 1моль/л), характеризує здатність реагентів до взаємодії; характеризує дану реакцію за постійної тмператури.

κ залежить від: • природи реагентів; • температури; • наявності каталізаторів.

κ не залежить від: • концентрацій речовин; • часу.

Реакції, що відбуваються за однакових умов, порівнюють за їх константами швидкостей.

Закон діючих мас справедливий для:

• простих реакцій;

• ідеальних газів;

• розведених розчинів.

Швидкість гетерогенних реакцій залежить від:

• концентрації рідкої або газоподібної речовини;

• величини поверхні S твердих реагентів (збільшення S↑ призводить до υ↑, досягається подрібненням);

• дифузії (надходження до поверхні твердого реагенту нових порцій реагуючих речовин) – прискорюють струшуванням і перемішуванням.

Молекулярність реакції – число молекул, які беруть участь в елементарному акті взаємодії. Виражається цілим числом, Реакції: мономолекулярні, димолекулярні, тримолекулярні. Одночасне зіткнення в одній точці чотирьох і більше частинок малоймовірне. Молекулярність реакції – поняття теоретичне.

Порядок реакції – сума показників степенів при концентраціях у кінетичному рівнянні реакції. Може змінюватися зі зміною температури та тиску. Для елементарних реакцій збігається з молекулярністю. Для складних реакцій ‑ може бути дробовим, нульовим і навіть від’ємним.

Фактори, які спричиняють різницю між молекулярністю і порядком реакції:

• сталість концентрації одного з компонентів реакції в реакційні й суміші;

• складана реакція, яка відбувається в декілька стадій, молекулярність і швидкість яких різна;

• каталітичні реакції зі складним механізмом, який не відображається стехіометричним рівнянням.

Порядок реакції – експериментальна величина. Визначають за виглядом рівняння, яке відображає експериментальну залежність швидкості даної реакції від концентрації реагуючих речовин.

Тип реакції	Рівняння хімічної реакції	Кінетичне рівняння	Примітка
Реакція нульового порядку:	2NH3 → N2 + 3H2 (у присутності вольфраму)	υ = k∙c0	Швидкість не залежить від концентрації реагента (гетерогенні реакції, ферментативні процеси)
Реакції першого порядку:	С12Н22О11 + Н2О → 2С6Н12О6	υ = κ ∙С (С12Н22О11)	Реакції ізомерного перетворення, гідролізу
	СН3СОСН3 → СО2 + С2Н4 + Н2О	υ = κ ∙С (СН3СОСН3)
Реакції другого порядку:	2Н2О2 → 2Н2О + О2	υ = κ ∙ С2 (Н2О2)
	2NO → N2О2	υ = κ ∙ С2 (NO)
	Н2 + І2 → 2НІ	υ = κ ∙ С(Н2) ∙ С(І2)
Реакції третього порядку:	СІ2 + 2NO → 2NOCІ	υ = κ ∙ С(СІ2)∙С2(NO)
Для гетерогенних реакцій:	С(тв) + О2 → СО2	υ = κ ∙ С(О2)	Реакція першого порядку