Константа скорости вычисляется по формуле. Скорость химической реакции Уравнение реакции нулевого порядка

константа скорости реакции - – скорость химической реакции в условиях, когда произведение концентраций реагирующих веществ равно 1 моль/л. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин Константа скорости реакции – коэффициент пропорциональности в дифференциальном кинетическом… … Химические термины

константа скорости реакции - — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN reaction constant …

константа скорости реакции - reakcijos greičio konstanta statusas T sritis chemija apibrėžtis Reakcijos, kurios reaguojančiųjų medžiagų koncentracijos lygios vienetui, greitis. atitikmenys: angl. rate constant; reaction constant rus. константа скорости реакции; удельная… … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

константа скорости реакции - reakcijos spartos konstanta statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Reakcijos, kurios reaguojančių medžiagų koncentracijos yra lygios vienetui, sparta. atitikmenys: angl. reaction rate constant vok. Reaktionskonstante, f rus.… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas

Химической реакции ее основная кинетическая характеристика; коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении, связывающем скорость реакции с концентрациями реагирующих веществ и их стехиометрическими коэффициентами. Для мономолекулярных… … Большой Энциклопедический словарь

константа скорости каталитической реакции - — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN catalytic coefficient … Справочник технического переводчика

Химическая реакции, её основная кинетическая характеристика; коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении, связывающем скорость реакции с концентрациями реагирующих веществ и их стехиометрическими коэффициентами. Для мономолекулярных… … Энциклопедический словарь

константа скорости химической реакции - изменение количества (концентрации) вещества, вступающего в реакцию или образующегося в ходе процесса, в единицу времени при данной температуре и концентрациях всех компонентов, равных единице: d[A]/dt =… … Энциклопедический словарь по металлургии

Хим. реакции, её основная кинетич. характеристика; коэф. пропорциональности в кинетич. ур нии, связывающем скорость реакции с концентрациями реагирующих в в и их стехиометрич. коэффициентами. Для мономолекулярных реакций К. с. имеет размерность с … Естествознание. Энциклопедический словарь

Относительные константы скорости реакции CH 3 I + Cl - в разных растворителях при 25 °С (по Паркеру) - Растворитель Относительная константа скорости CH3OH 1 HCONH2 12,5 HCONHCH3 … Химический справочник

Рис. 40. Зависимость величины обратной концентрации реагента от времени для реакции второго порядка

Рис. 39. Зависимость логарифма концентрации реагента от времени протекания для реакции первого порядка

Рис. 38. Изменение концентрации исходного вещества от времени в реакции первого порядка

Рис. 37. Изменение концентрации исходного вещества от времени в реакции нулевого порядка

Математически данная линейная зависимость запишется следующим образом

где k - константа скорости, С 0 - начальная молярная концентрация реагента, С - концентрация в момент времени t.

Из неё можно вывести формулу для расчёта константы скорости химической реакции нулевого порядка.

Константа скорости нулевого порядка измеряется в моль/л? с (моль · л -1 · с -1).

Время полупревращения для реакции нулевого порядка пропорционально концентрации исходного вещества

Для реакций первого порядка кинетическая кривая в координатах С,t носит экспоненциальный характер и выглядит следующим образом (рис. 38) Математически данная кривая описывается следующим уравнением

С = С 0 e - kt

На практике для реакций первого порядка кинетическую кривую чаще всего строят в координатах lnC, t. В этом случае наблюдается линейная зависимость lnС от времени (рис. 39)

ln С = lnС 0 - kt

ln С

Соответственно, величину константы скорости и время полупревращения можно рассчитать по следующим формулам

k = ln или k = 2,303lg

(при переходе от десятичного логарифма к натуральному).

Константа скорости реакции первого порядка имеет размерность t -1 , т.е. 1/с и не зависит от единиц измерения концентрации. Она показывает долю, которую составляют молекулы, вступившие в реакцию за единицу времени, от общего числа молекул реагента в системе. Таким образом, в реакциях первого порядка за одинаковые промежутки времени расходуются одинаковы доли взятого количества исходного вещества.

Второй отличительной особенностью реакций первого порядка является то, что t ½ для них не зависит от начальной концентрации реагента, а определяется только константой скорости.

Вид уравнения зависимости концентрации от времени для реакций второго порядка рассмотрим только для простейшего случая, когда в элементарном акте участвуют 2 одинаковые молекулы, или молекулы разных веществ, но начальные концентрации их (С 0) равны. При этом линейная зависимость наблюдается в координатах 1/С, t (рис. 40). Математическое уравнение этой зависимости запишется следующим образом

и измеряется в л?с -1 ?моль -1 , т.е. ее численное значение зависит от того, в каких единицах измеряется концентрация вещества.

Период полупревращения реакций второго порядка обратно пропорционален начальной концентрации реагента

Это связано с тем, что скорость реакций второго порядка в сильной мере зависит от числа столкновений между молекулами реагирующих веществ в единицу времени, которое, в свою очередь, пропорционально числу молекул в единице объема, т.е. концентрации вещества. Таким образом, чем больше концентрация вещества в системе, тем чаще сталкиваются молекулы между собой и тем за меньший промежуток времени половина их успеет прореагировать.

Реакции третьего порядка, как уже было сказано ранее, встречаются крайне редко и не представляют практического интереса. Поэтому в связи с этим мы их не будем рассматривать.

Методические указания к лабораторной работе

По дисциплине ""Химия"" для студентов

Составитель В.С. Аксенов

Рецензент

Доктор химических наук, профессор Ф.Ф. Ниязи

Скорость химических реакций : Методические указания к лабораторной работе по дисциплине ""Химия"" / Курск. гос. техн. ун-т; Сост. В.С.Аксенов. Курск, 2003. 20 с.

Излагаются методические материалы по изучению темы ""Скорость химических реакций"", расчету скоростей в химических реакциях и выполнению лабораторной работы.

Предназначены для студентов всех специальностей, изучающих общую химию

Табл. 2. Ил. 2.

ИД № 06430 от 10.12.01.

Подписано в печать. Формат 60х84 1/16. Печать офсетная. Усл.печ.л. 1,16. Уч.-изд.л. 1,05. Тираж 50 экз. Заказ

Курский государственный технический университет.

Издательско-полиграфический центр Курского государственного технического университета. 305040 Курск, ул. 50 лет Октября, 94.

Контрольные вопросы по теме

1. Что такое скорость химической реакции? В каких единицах она измеряется?

2. Что такое истинная и средняя скорость реакции?

3. Что такое кинетическое уравнение реакции (закон действующих масс)?

4. Как записывается кинетическое уравнение для гомогенной реакции?

5. Каковы особенности гетерогенные реакций?

6. Что такое кинетический, диффузионный и смешанный контроль в гетерогенных реакциях?

7. Какие существуют формы записи для кинетических уравнений гетерогенных реакций?

8. Что такое константа скорости реакции? Какие условия проведения реакции влияют, а какие не влияют на величину константы скорости?

10 . Когда влияет давление на скорость химической реакции?

12 . Как влияет температура на скорость химической реакции? Приведите уравнение Вант-Гоффа.

13 . Что такое температурный коэффициент реакции?

14 . Что такое катализ? На какие параметры процесса действует катализатор?

Скорость химических реакций.

Кинетика ― учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакций. Одним из основных понятий в химической кинетике является скорость реакции.

Скоростью химической реакции V называют изменение количества реагирующего вещества за единицу времени в единице реакционного пространства .

В гомогенной системе реакционным пространством служит объем сосуда, в котором протекает взаимодействие, а количество вещества в единице объёма называется концентрация С и выражается в моль/л .

Поэтому с случае гомогенного процесса, протекающего при постоянном объёме, скорость гомогенной химической реакции измеряется изменением концентрации какого-либо из реагирующих веществ за единицу времени .

Обычно время τ выражается в сек, поэтому размерность скорости реакции как правило,моль/л·сек . При химическом взаимодействии концентрация каждого из исходных веществ уменьшается во времени (С 2 <С 1 , ΔС<0) , а концентрация каждого из продуктов реакции возрастает (С 2 >С 1 , ΔС>0) . Изменение концентраций исходных веществ и продуктов реакции во времени приведено на рис.1. В химической кинетике различают среднюю и истинную (или мгновенную) скорость реакции. Средняя скорость v равна отношению ΔС/Δτ (ΔС = С 2 -С 1 , Δτ = τ 2 -τ 1 ) . Чтобы величина скорости была всегда положительной, перед дробью ставят знаки ""±"".

V = ± -–-

Δτ

Истинная скорость химической реакции V ист определяется пределом, к которому стремится отношение ΔС/Δτ при τ → 0, т.е. производной концентрации по времени:

V ист = ± -–-

dτ

Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов. Необходимым условием для осуществления акта химического взаимодействия между молекулами должно быть их столкновение. Столкновение молекул в некотором реакционном пространстве при заданной температуре происходят тем чаще, чем больше этих молекул. Поэтому скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ. По мере уменьшения концентрации исходных веществ во времени (рис.1, кривая 1) скорость реакции падает.

Количественно зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс , который в современной формулировке выглядит так:

при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции .

Для реакции а А + b В → m М + n N

математическое выражение закона действующих масс имеет вид:

V = k С А а ·С В b (1)

где V ― скорость реакции; С А и С В ― концентрации реагентов А и В; а , b ― стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции; k ― коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости химической реакции. Размерность константы скорости определяется величинами стехиометрических коэффициентов а и b и остается такой, чтобы скорость V имела размерность моль/л∙сек . Если нет точных данных, размерность k принимают сек ―1 . При С А = С В = 1 моль/л k численно равнаV . Выражение (1) называют также кинетическим уравнением реакции .

Константа скорости химической реакции k определяется природой реагирующих веществ и зависит от температуры, от присутствия катализатора, но не зависит от концентрации веществ, участвующих в реакции.

Пример 1 . В реакционный сосуд объемом 2 л помещены 0,06 моль вещества А и 0,02 моль вещества В. При определенной температуре протекает реакция А + 2В = АВ 2 Найти значение константы скорости реакции при этой температуре, если при заданных концентрациях веществ А и В скорость реакции равна 6·10 ―7 моль/(л·сек) .

Решение: Зная количества реагирующих веществ и объем системы, найдем молярные концентрации реагентов:

С А = 0,06/2 = 0.03 = 3·10 ―2 моль/л ; С В = 0,02/2 = 0.01 = 10 ―2 моль/л

Запишем выражение кинетического уравнения, связывающего скорость реакции с концентрациями реагирующих веществ:

V = k С А ·С В 2

V 6.10 ―7

Отсюда: k = ----- = ------- = 0,2 л 2 /(моль) 2 ∙сек

С А ·С В 2 · 3·10 ―2 (10 ―2) 2

Закон действующих масс справедлив только для наиболее простых по своему механизму взаимодействий, протекающих в газах или в разбавленных растворах. Сложные реакции могут быть совокупностью параллельно или последовательно протекающих процессов. Закон действующих масс справедлив для каждой отдельной стадии реакции, но не для всего взаимодействия в целом. Та стадия процесса, скорость которой минимальна, лимитирует скорость реакции в общем. Поэтому математическое выражение закона действующих масс, записанное для самой медленной (лимитирующей) стадии процесса, приложимо одновременно и ко всей реакции в целом.

Если в реакции участвуют два или более веществ, то скорость реакции может зависеть от концентрации только одного из них, участвующего в самой медленной стадии процесса и не зависеть от концентрации других.

Скорость гетерогенных химических реакций. Многие химические процессы, имеющие большое значение в технике, относятся к числу гетерогенных реакций. Один или несколько компонентов процесса находятся в конденсированной, обычно твердой фазе. Концентрации твердых веществ не записываются в кинетическое уравнение (закон действующих масс) . Условно эти концентрации принимают постоянными и равными 1. Это первая особенность гетерогенных реакций. Они идут на поверхности раздела фаз, которая и является их реакционным пространством. Поэтому второй особенностью кинетики этих реакций является влияние площади реакционной поверхности на скорость реакции. Так для реакции:

Fе 2 О 3(К) + 3СО (Г) → 2Fе + 3СО 2(Г)

кинетическое уравнение может быть записано в виде: V = k∙С 3 СО ∙S , где С СО ― молярная концентрация монооксида углерода СО (Г) , единственного газообразного компонента в реагирующих исходных веществах, S ― площадь поверхности, на которой идет реакция. Твердое вещество Fе 2 О 3(К) в кинетическое уравнение не записывается. Скорости гетерогенных химических реакций имеют размерность моль/л∙сек∙м 2

Однако в большинстве случаев площадь реакционной поверхности практически невозможно измерить и она непосредственно не фигурирует в кинетическом уравнении (законе действующих масс). Она

""запрятывается"" в константу скорости k и это учитывается в размерности константы скорости.

Пример 2 . Для реакции: Si (ТВ) + 2Н 2 О (Г)  SiО 2(ТВ) + 2Н 2(Г) напишите выражение для кинетического уравнения.

Решение: Данная реакция гетерогенная, протекает на границе раздела фаз. Из реагирующих веществ вода участвует в реакции в газообразной форме, перед ней коэффициент в уравнении равен 2 (…+ 2Н 2 О (Г) ). Кремний (Si (ТВ) ) ― твердое вещество, поэтому его концентрацию не учитываем в кинетическом уравнении. Следовательно, кинетическое уравнение (закон действующих масс) для данной реакции может иметь вид: V = k·С 2 Н 2 О . Размерность константы скорости в этом случае л/моль∙сек∙м 2 .

В процессе реакции уменьшается концентрация реагента в зоне реакции C S по сравнению с его концентрацией в в объеме C V из-за расхода реагента. Поэтому скорость гетерогенной химической реакции зависит от скорости подвода реагентов в зону химической реакции ,

что является третьей особенностью этих реакций.

Наибольшее изменение концентрации реагента происходит в тонком слое около реакционной поверхности, называемом диффузионны ом слоем. Перенос вещества здесь происходит в основном за счет диффузии.

Если скорость диффузии много больше скорости реакции (V Д >> V ), то реагенты без проблем подаются в реакционное пространство, к поверхности, все законы влияния концентрации на скорость, описанные выше, соблюдаются. Для таких случаев есть выражение «кинетический контроль реакции ». Если скорости химической реакции и диффузии сопоставимы, имеет место смешанный контроль . И, наконец, когда скорость диффузии много меньше скорости реакции (V Д << V ) то говорят о диффузионном контроле реакции.

В
этом случае может наблюдаться нулевой порядок реакции по всем реагентам. Это значит, что в координатахV ― C скорость не зависит от концентраций реагентов, а зависит от скорости диффузии, величины поверхности и температуры, которые не входят в кинетическое уравнение. Такое явление может иметь место при реакции на твердой поверхности в жидких средах с высокой вязкостью. Однако большинство гетерогенных реакций имеет порядок, отличающийся от нулевого, нередко дробный. На рис. 2 приведены графические формы возможных зависимостей скорости реакции от концентраций реагентов.

Зависимость скорости реакций от давления в системе. В тех случаях, когда среди реагирующих веществ имеются газы, скорость реакций зависит от давления в системе. При повышении давления пропорционально возрастает число молекул газа в единице объема, что эквивалентно повышению концентрации данного газа.

Пример 3. Как изменится скорость реакции 2NО + О 2 → 2NО 2 при уменьшении объема замкнутой системы в два раза при постоянной температуре?

Решение. Уменьшение объема в замкнутой системе эквивалентно пропорциональному увеличению давления, так как, согласно закону Менделеева-Клайперона РW = νRТ. (Здесь W ― объем системы.)

Кинетическое уравнение данной реакции имеет вид: V = k С 2 NО ·С О 2

При уменьшении объема системы в два раза и связанным с этим повышении давления в два раза концентрации реагирующих веществ тоже повышаются в два раза: С" NО = 2С NО С" О 2 = 2С О 2

Новая скорость реакции:

V" = k С" NО 2 ·С" О 2 = k (2 С NО ) 2 ·(2С О 2 ) = 8 k С NО 2 ·С О 2 = 8V

Вывод. При уменьшении объема замкнутой системы в два раза при постоянной температуре скорость данной реакции повышается в 8 раз.

Зависимость константы скорости реакции от температуры . Большинство реакций ускоряется при нагревании. Температура действует непосредственно на константу скорости k . Пусть V 1 ― скорость реакции при температуре Т 1 , а V 2 ― скорость этой же реакции при температуре Т 2 (Т 1 <Т 2 ) . В таком случае имеет место эмпирическое правило Вант-Гоффа.

где γ – температурный коэффициент, показывающий во сколько раз повысится скорость реакции при повышении температуры на 10 0 С. Для большинства реакций при температурах, близких к комнатной, γ составляет величину 2-4.

Уравнение Вант-Гоффа широко используется, однако следует помнить, что оно эмпирическое приблизительное, его можно применять только для ориентировочных расчетов.

Пример 4. При 100 0 С некоторая реакция заканчивается за 20 мин. Принимая температурный коэффициент скорости реакции γ = 3,5, рассчитайте, через какое время закончится реакция при 60 0 С

Решение . Скорость реакции, как и скорость всякого процесса, обратно пропорциональна времени проведения процесса. Следовательно, V 2 /V 1 = τ 1 /τ 2 . Пусть Т 1 , V 1 и τ 1 ― параметры медленного (низкотемпературного) процесса, а Т 2 , V 2 и τ 2 ― параметры высокотемпературного процесса. Подставляем имеющиеся данные в уравнение Вант-Гоффа:

V 2 /V 1 = 3,5 (100 ― 60)/10 = (3,5) 4 = 150. Так как V 2 /V 1 = τ 1 /τ 2 = 150,

τ 1 /τ 2 = τ 1 /20 τ 1 = 150·20 = 3000 мин = 50 часов.

Одним из методов ускорения химической реакции является катализ , который осуществляется при помощи веществ (катализаторов), увеличивающих скорость реакции, но не расходующихся в результате ее протекания. Как и при повышении температуры, при введении катализатора повышается константа скорости реакции . Механизм действия катализатора сводится к уменьшению величины энергии активации реакции, т.е. к уменьшению разности между средней энергией активных молекул (активного комплекса) и средней энергией молекул исходных веществ. Скорость химической реакции при этом резко повышается

Элементарный акт химической реакции осуществляется в момент столкновения реагирующих частиц. Увеличение кон­центрации реагентов соответствует увеличению числа частиц в объеме, что приводит к более частым их столкновениям, а сле­довательно, к увеличению скорости реакции. Количественная за­висимость скорости реакции от концентрации выражается ос­новным постулатом химической кинетики, называемым законом действующих масс.

Скорость простой гомогенной реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентра­ций реагирующих веществ, возведенных в степени, чис­ленно равные их стехиометрическим коэффициентам.

где а и b - стехиометрические коэффициенты реагентов; с(А) и с(В) -молярные концентрации реагентов; k - константа скорости реакции.

Это выражение для скорости реакции является кинетиче­ским уравнением только для простой реакции.

Константа скорости реакции является индивидуальной ха­рактеристикой реакции. Значение константы скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры систе­мы и наличия в ней катализатора. Значение k для данных ус­ловий реакции не зависит от концентрации реагентов, и поэто­му константа скорости остается неизменной в течение реакции и является ее фундаментальным кинетическим параметром.

Значение константы скорости реакции численно равно скорости реакции при концентрациях реагентов, равных 1 моль/л.

Определить константу скорости реакции можно только экс­периментальным путем, изучая кинетику этой реакции и со­ставляя ее кинетическое уравнение по полученным данным.

Кинетическое уравнение каждой реакции определяют экспе­риментально, так как его нельзя предсказать по виду химическо­го уравнения реакции. Поэтому вначале при постоянной темпе­ратуре экспериментально устанавливают зависимость скорости реакции от концентрации каждого реагента в отдельности, при этом концентрации всех других реагентов должны оставаться постоянными, что обеспечивается обычно большим их избытком в реакционной среде. Для определения концентрации интере­сующего реагента в любой момент времени используют методы: титрования (разд. 8.3.2), потенциометрии (разд. 25.6), кондуктометрии (разд. 24.5), хроматографии (разд. 26.7) или другие, вы­бирая из них такой, чтобы значение измеряемой с помощью этого метода характеристики четко зависело от концентрации данно­го реагента. По полученным экспериментальным данным состав­ляют кинетическое уравнение для изучаемой реакции:

где n А и n b - порядок реакции по реагентам А и В соответственно.

Порядок реакции по реагенту равен показателю сте­пени, в которую надо возвести концентрацию данного реагента в кинетическом уравнении сложной реакции, чтобы вычисленная по этому уравнению скорость была равна скорости, найденной экспериментально.

Таким образом, порядок реакции по реагенту является для дан­ной реакции кинетическим параметром, наряду с константой скорости.

Порядок реакции по реагенту не зависит от стехиометриче-ских коэффициентов в уравнении реакции, а определяется ее механизмом. Если значения порядка реакции по каждому реа­генту совпадают со стехиометрическими коэффициентами в хи­мическом уравнении реакции, то это обычно означает, что изу­чаемая реакция - простая.

Несоответствие между порядком реакции по реагенту и его стехиометрическим коэффициентом в уравнении реакции сви­детельствует о сложности и многостадийности данной реакции. Представление о механизме такой реакции можно составить, ес­ли предположить, что ее скорость в основном определяется ско­ростью наиболее медленной, т. е. лимитирующей, стадии. В этом случае кинетическое уравнение, полученное по эксперименталь­ным данным, прежде всего отражает протекание именно лими­тирующей стадии, а не всего процесса.

Рассмотрим реакцию термического распада оксида азота(V):

Однако экспериментальные данные показывают, что скорость этой реакции пропорциональна не второй, а первой степени кон­центрации оксида азота(V), и в действительности ее кинетиче­ское уравнение имеет вид:

Это позволяет предположить следующий механизм реакции, включающий две стадии, резко отличающиеся по скорости про­текания:

Только в случае, если скорость I стадии несравненно мень­ше, чем второй, будет наблюдаться полное согласие с получен­ными экспериментально кинетическими данными, отраженны­ми в кинетическом уравнении, где порядок реакции по N2O5 равен 1.

Рис. 5.2. Определение порядка реакции n А по компоненту А

Для экспериментального определения значений константы скорости реакции (k) и порядка реакции по реагенту А (n А) необходимо исследовать зависимость скорости этой реакции от кон­центрации реагента А при ус­ловии, что концентрации дру­гих реагентов в реакционной смеси будут настолько больши­ми, что практически не будут изменяться в ходе данного экс­перимента. Тогда кинетическое уравнение изучаемой реакции будет иметь вид:

После логарифмирования этого выражения получим уравнение

которое при графическом выражении имеет вид прямой линии, тангенс угла наклона которой к оси lg с(А) равен порядку ре­акции п А (рис. 5.2). Отрезок, отсекаемый этой прямой на оси lg у, когда lg с(А) = 0, дает значение lg k. Следовательно, при подобной обработке экспериментальных данных можно опреде­лить значения важнейших кинетических параметров реакции -порядка реакции по реагенту и константы скорости данной ре­акции.

Кинетические кривые изменения концентрации реагентов для двух последовательно протекающих реакций, когда констан­ты скорости реакций k1 и k2 не сильно отличаются друг от друга, имеют сложный вид (рис. 5.3). Кинетическая кривая А соответст­вует монотонному убыванию концентрации исходного вещества А.

Концентрация промежуточно­го вещества В проходит через максимум, так как вначале оно накапливается, а потом исчеза­ет. Высота этого максимума Сl;(В) и время его достижения (тl,) могут быть самыми разны­ми в зависимости от соотно­шения значений констант k1 и k 2 . Кривая D характеризует на­копление продукта реакции D.

Рис. 5.3. Кинетические кривые изменения концентраций компо­нентов А, В и D для указанного превращения

Точный анализ кинетики подобных сложных реакций требует решения системы дифференциальных уравнений.

Вопрос№3

От каких факторов зависит константа скорости химической реакции?

Константа скорости реакции (удельная скорость реакции ) - коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.

Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль /л.

Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, от присутствия в системе катализатора, но не зависит от их концентрации.

1. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа) . При увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле: (t2 - t1) / 10 Vt2 / Vt1 = g (где Vt2 и Vt1 - скорости реакции при температурах t2 и t1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции) . Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса: k = A e –Ea/RT где A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ; R - универсальная газовая постоянная ; Ea - энергия активации, т. е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению. Энергетическая диаграмма химической реакции. Экзотермическая реакция Эндотермическая реакция А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние) , С - продукты. Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры. 2. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях) , чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения. 3. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии) , при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях) . Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").

Вопрос№4

Сформулируйте и запишите закон действующих масс для реакции:

2 NO+O2=2NO2

ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. для реакции 2NO + O2 2NO2, закон действующих масс запишется так: v=kС2(NO)·С (O2), где k – константа скорости, зависящая от природы реагирующих веществ и температуры. Скорость в реакциях с участием твердых веществ определяется только концентрацией газов или растворенных веществ: С+О2=СО2, v =kCO2