Главная
9 класс
Соединения титана. Общая характеристика

Соединения титана. Общая характеристика

При записи кинетического уравнения реакции для газообразных систем вместо концентрации (С) пишут давление (Р) реагентов, так как изменение давления в системе аналогично изменению концентрации. Увеличение давления в системе вызывает уменьшение объема системы во столько же раз, при этом концентрация реагентов в единице объема увеличивается так же. При уменьшении давления происходит увеличение объема системы, при этом концентрации в единице объема уменьшится соответственно.

Примеры и решения задач.

Пример 1.

Скорость какой реакции больше, если за единицу времени в единице объема образовалось в результате первой реакции 9г водяного пара, в результате второй реакции – 3,65г хлористого водорода?

Скорость реакции измеряется количеством молей вещества, которое образуется в единице объема за единицу времени. Молярная масса воды молярная масса хлористого водорода тогда скорость первой реакции,

Моль/л×с,

а скорость второй реакции

будет моль/л.

Скорость образования водяных паров больше, так как число молей образования водяного пара больше, чем число молей образования хлористого водорода.

Пример 2.

Реакция между веществами А и В выражается уравнением: А+2В®С. Начальная концентрация вещества А равна 0,3 моль/л, а вещества В–0,5 моль/л. Константа скорости равна 0,4. Определить скорость реакции по истечении некоторого времени, когда концентрация вещества А уменьшается на 0,1 моль/л.

Концентрация вещества А уменьшилась на 0,1 моль/л. Следовательно, исходя из уравнения реакции, концентрация вещества В уменьшилась на 0,2 моль/л, так как перед веществом В стоит коэффициент 2. Тогда концентрация вещества А через некоторое время станет равной 0,3-0,1=0,2 моль/л, а концентрация В – 0,5-0,2=0,3 моль/л.

Определяем скорость реакции:

Моль/л×с

Пример 3.

Как изменится скорость реакции: если увеличить концентрацию NO в 3 раза? Согласно закону действующих масс запишем выражение для скорости реакции:

.

При увеличении концентрации NO в 3 раза скорость реакции будет:



Скорость реакции увеличится в 9 раз.

Пример 4.

Определите, как изменится скорость реакции, если увеличить давление в системе в 2 раза.

Увеличение давления в системе в 2 раза вызовет уменьшение объема системы в 2 раза, при этом концентрации реагирующих веществ возрастут в 2 раза.

Согласно закону действующих масс запишем начальную скорость реакции и при увеличении давления в 2 раза:

, .

Скорость реакции увеличится в 8 раз.

Пример 5.

Рассчитайте исходные концентрации веществ А и В в системе А+3В=2С, если равновесные концентрации веществ А равна 0,1 моль/л, веществ В равна 0,2 моль/л, вещества С–0,7 моль/л.

Находим концентрацию вещества А, израсходованную на реакцию, составляя пропорцию по уравнению реакции:

2 моль/л С получено из 1 моль/л А,

0,7 моль/л С ®х моль /л × А.

моль/л А.

Следовательно, исходная концентрация вещества А равна:

0,1 + 0,35 = 0,45 моль/л.

Находим концентрацию вещества В, израсходованную на реакцию.

Составляем пропорцию по уравнению реакции:

2 моль/л С получено из 3 моль/л В

0,7 моль/л С ® х моль/л В

х= моль/л А.

Тогда исходная концентрация вещества В равна:

моль/л.

Пример 6.

При температуре 40 0 С образовалось 0,5 моль/л вещества А. Сколько моль/л А образуется, если повысить температуру до 80 0 С? Температурный коэффициент реакции равен 2.

По правилу Вант-Гоффа запишем выражение скорости реакции при 80 0 С:

.

Подставив в уравнение данные задачи, получим:

При 80 0 С образуется 8 моль/л вещества А.

Пример 7.

Рассчитайте изменение константы скорости реакции, имеющей энергию активации 191 кДж/моль, при увеличении температуры от 330 до 400 К.

Запишем уравнение Аррениуса для условия задачи:

где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,32 Дж/к(К×моль).

откуда изменение константы скорости будет:

Контрольные задания

61. Скорость химической реакции

2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)

при концентрациях реагирующих веществ =0,3 моль/л и =0,15 моль/л составила 1,2·10-3 моль/(л·с). Найдите значение константы скорости реакции.

62. На сколько градусов следует повысить температуру системы, чтобы скорость протекания в ней реакции возросла в 30 раз (=2,5)?

63. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода в системе

2СО = СО2+ С,

чтобы скорость реакции увеличилась в 4 раза?

64. Во сколько раз следует увеличить давление, чтобы скорость реакции образования NО2по реакции

возросла в 1000 раз?

65. Реакция идет согласно уравнению

2NO(г) + Cl2(г) = 2NOCl(г).

Концентрации исходных веществ до начала реакции составляли: =0,4 моль/л; =0,3 моль/л. Во сколько раз изменится скорость реакции по сравнению с первоначальной в тот момент, когда успеет прореагировать половина оксида азота?

66. Во сколько раз увеличится константа скорости химической реакции при повышении температуры на 40, если =3,2?

67. Напишите выражение для скорости химической реакции, протекающей в гомогенной системе по уравнению

и определите, во сколько раз увеличится скорость этой реакции, если:

а) концентрация А уменьшится в 2 раза;

б) концентрация А увеличится в 2 раза;

в) концентрация В увеличится в 2 раза;

г) концентрация обоих веществ увеличится в 2 раза.

68. Во сколько раз следует увеличить концентрацию водорода в системе

N2 + 3H2= 2NН3,

чтобы скорость реакции возросла в 100 раз?

69. Вычислите температурный коэффициент скорости реакции, если константа скорости ее при 100 С составляет 0,0006, а при 150 С 0,072.

70. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению

2NO + Cl2= 2NOCl.

Как изменится скорость реакции при увеличении:

а) концентрации оксида азота в 2 раза;

б) концентрации хлора в 2 раза;

в) концентрации обоих веществ в 2 раза?

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Примеры решения задач

Химическим равновесием называется такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной химических реакций равны, и концентрации реагирующих веществ не изменяются с течением времени.

Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия. Константа равновесия при постоянной температуре равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов, и является величиной постоянной.

В общем случае для гомогенной реакции mA+ nB« pC+qD

константа равновесия равна:

Это уравнение выражаем законом действующих масс для обратимой реакции.

При изменении внешних условий происходит смещение химического равновесия, выражающееся в изменении равновесных концентраций исходных веществ и продуктов реакции. Направление смещения равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

Химическое равновесие можно сместить влиянием изменения концентрации реагирующих веществ, температуры, давления.

При увеличении концентрации исходных веществ равновесие сместится в соответствии с принципом Ле-Шателье в сторону продуктов реакции, а при увеличении концентраций продуктов – в сторону исходных веществ.

При изменении температуры (ее увеличении) равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (D H > 0), идущей с поглощением тепла, т.е. увеличивается скорость прямой реакции, и равновесие смещается в сторону продуктов реакции. В случае экзотермической реакции (D H > 0), при увеличении температуры увеличится скорость обратной реакции, которая будет обеспечивать поглощение тепла, и равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Если в реакции участвуют вещества в газообразном состоянии, то химическое равновесие можно сместить изменением давления. Увеличение давления равносильно увеличено концентрации реагирующих веществ. При увеличении давления равновесие смещается в сторону реакции с меньшим числом молей газообразных веществ, а при уменьшении давления – в сторону реакции с большим числом молей газообразных веществ.

Пример 1.

Рассчитайте исходные концентрации вещества А и В в гомогенной системе А+3В«2С, если равновесные концентрации А=0,1 моль/л, В=0,2 моль/л, С= 0,7 моль/л.

Известно, что исходная концентрация вещества равна сумме равновесной и концентрации, ушедшей на реакцию, т.е. прореагировавшей:

Чтобы найти надо знать, сколько вещества А прореагировало.

Рассчитываем , составляя пропорцию по уравнению реакций:

2моль/л С получено из 1 моль/л А

0,7 моль/л С ––––––––х моль/л А,

х= (0,7×1)/2= 0,35 моль/л

Рассчитываем исходную концентрацию вещества В:

Для нахождения составим пропорцию:

2 моль/л С получено из 3моль/л В

0,7 моль/л С –––––––––––––х моль/л В

х = (0,7×3)/2 = 1,05 моль/л

Тогда исходная концентрация В равна:

Пример 2 .

Рассчитайте равновесные концентрации веществ в системе А+В «С+Д при условии, что исходные концентрации веществ: А=1 моль/л, В= 5 моль/л. Константа равновесия равна 1.

Предположим, что к моменту равновесия вещества А прореагировало х молей. Исходя из уравнения реакции, равновесные концентрации будут:

;

так как по уравнению реакции вещества В ушло на реакции столько же, сколько прореагировало вещества А.

Подставляем значения равновесных концентраций в константу равновесия и находим х.

Тогда:

Пример 3.

В системе установилось равновесие: 2АВ+В 2 «2АВ; D H > 0.

В каком направлении сместится равновесие при уменьшении температуры?

Данная прямая реакция является эндотермической, т.е. идет с поглощением тепла, поэтому при уменьшении температуры в системе, равновесие в соответствии с принципом Ле-Шателье сместится влево, в сторону обратной реакции, которая является экзотермической.

Пример 4 .

Равновесие системы А + В « АВ установилось при следующих концентрациях веществ: С(А)=С(В)=C(АВ)=0,01моль/л. Рассчитайте константу равновесия и исходные концентрации веществ.72. Исходные концентрации оксида азота (II) и хлора в системе

2NO + Cl2 2NOCl

составляют соответственно 0,5 моль/л и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20 оксида азота (II).

73. При некоторой температуре равновесные концентрации реагентов обратимой химической реакции

2А(г)+В(г) 2С(г)

составили [А]=0,04 моль/л, [В]=0,06 моль/л, [C]=0,02 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации веществ А и В.

74. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе

составляли соответственно: = 0,04 моль/л, = 0,06 моль/л,

0,02 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные кон-

центрации оксида серы (IV) и кислорода.

75. При состоянии равновесия системы

концентрации участвующих веществ были: = 0,3 моль/л; = =0,9 моль/л; = 0,4 моль/л. Рассчитайте, как изменятся скорости прямой и обратной реакции, если давление увеличится в 5 раз. В каком направлении сместится равновесие?

76. Вычислите константу равновесия обратимой реакции

2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г),

если равновесная концентрация =0,04 моль/л, а исходные концен-трации веществ =1 моль/л, =0,8 моль/л.

77. Равновесие системы

CO + Cl2 COCl2,

установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [СО] = =[Сl2] = = 0,001 моль/л. Определите константу равновесия и исходные концентрации окиси углерода и хлора.

78. Исходные концентрации оксида углерода (II) и паров воды равны и составляют 0,03 моль/л. Вычислите равновесные концентрации СО, Н2О и Н2в системе

CO + H2O CO2+ H2,

если равновесная концентрация СО2оказалась равной 0,01 моль/л. Вычислите константу равновесия.

79. Определите равновесную концентрацию водорода в системе

если исходная концентрация HJ составляла 0,05 моль/л, а константа равновесия К=0,02.

80. Константа равновесия системы

СО + Н2О СО2+ Н2

при некоторой температуре равна 1. Вычислите процентный состав смеси в состоянии равновесия, если начальные концентрации СО и Н2О составляют по 1 моль/л.

Скорость химических реакций - это число элементарных актов химических превращений, приводящих к образованию продуктов реакции в единицу времени в единице объема или на единице поверхности.

Поскольку число элементарных актов не пересчитать, то скорость измеряют, определяя изменение концентраций реагирующих веществ или продуктов реакции в единицу времени:

,

В любой реакции реагенты расходуются, она замедляется. См. рис.3.9.1.

Рис. 3.9.1. Изменение скорости реакции во времени.
V– скорость реакции, C– концентрация А, В.

Поэтому можно говорить только о скорости в данный момент времени. Скорость зависит от концентрации реагирующих веществ.

От чего еще она зависит? От природы реагирующих веществ, температуры, степени измельчения реагентов для гетерогенных реакций (площади поверхности), катализатора и формы сосуда и т.д.

Рассмотрим зависимость vот концентрации. Предположим, имеем реакцию A+ B+ 2D= F+ L. Надо найти зависимость скорости от концентрации реагентов v= f(C A , C B , C D) = ?

Измерим скорость при каких либо концентрациях, а потом увеличим С А вдвое и еще раз измерим скорость. Пусть она возросла вдвое. Это значит, что vпропорциональна С А в первой степени. Увеличим С В вдвое. Предположим, что это не повлияло на скорость - вполне реальная ситуация. Если растворять NO 2 в воде для получения азотной кислоты, то очевидно, что скорость реакции не будет зависеть от количества воды. В таком случае можно сказать, что vзависит от С В в нулевой степени. Пусть теперь мы обнаружили, что от С D скорость зависит как С D 2 . Тогда общее уравнение скорости реакции запишется как v= kC A C B 0 C D 2 .

Это выражение называется кинетическим уравнением реакции; k– константа скорости реакции (численно равна скорости при концентрациях реагентов, равных единице). Показатели степеней при концентрациях в кинетическом уравнении называются порядками реакции по данному веществу, а их сумма – общим порядком реакции.

Порядки реакций устанавливаются экспериментально, а не по стехиометрическим коэффициентам. Существует совсем немного реакций, где порядок совпадает с суммой стехиометрических коэффициентов.

N 2 O 5 = 2NO 2 + 1/2O 2 v = kC(N 2 O 5) р-ия1 порядка

(H 2)+(J 2)=2(HJ) v=kC(H 2)C(J 2) р-ия2 порядка

но (Н 2) + (Br 2) = 2(HBr) v=kC(H 2)C(Br 2) 1/2

(Cl 2) + 2(NO) = 2(NOCl) v=kC(Cl 2)C(NO) 2 р-ия3 порядка.

Иными словами, порядок может быть и дробным. Почему, рассмотрим ниже.

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

Предположим, что некая реакция

идет в две стадии

A+ B= ABи AB+ B= 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. накоплением частиц АВ. Тогда и v=kC A C B .

Скорость реакции определяется самой медленной стадией. Отсюда различия между порядком реакции и стехиометрическими коэффициентами. Например, реакция разложения перекиси водорода

2H 2 O 2 = H 2 O+ O 2

является реакцией первого порядка, т.к. она лимитируется первой стадией H 2 O 2 = H 2 O+ O, а вторая стадия О + О = О 2 идет очень быстро.

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

С ростом температуры увеличивается скорость движения частиц, а следовательно, частота их соударений. Поэтому скорость реакций увеличивается с температурой. Существует эмпирическая закономерность, выведенная Вант-Гоффом, что при увеличении температуры на 10 о скорость возрастает в 2-4 раза.

Реакции идут по стадиям. Маловероятно, что в реакции образования аммиака N 2 + 3H 2 = 2NH 3 одновременно столкнутся в одной точке пространства 4 молекулы, да еще нужного сорта.

Количество частиц, принимающих участие в элементарном акте химического превращения называется молекулярностью реакции.

Реакции могут быть моно- , би- и тримолекулярными.

Мономолекулярные – реакции разложения и внутримолекулярные перегруппировки.

Бимолекулярные – 2NO 2 = N 2 O 4

Тримолекулярные (редкие) - 2NO+ O 2 = 2NO 2 .

В этих примерах порядок и молекулярность совпадают, но часто они различны.

Имеются два критерия возможности самопроизвольного протекания химического процесса – изменение энтальпии DН, которое отражает определенное упорядочение системы и изменение энтропии DS, которое отражает противоположную тенденцию к беспорядочному расположению частиц. Если DS=0, то движущей силой процесса будет стремление системы к минимуму внутренней энергии, то есть, критерий процесса – уменьшение энтальпии (DН<0).

Если DН=0, то критерий самопроизвольного протекания процесса DS>0.

Как влияют величины энтальпийного и энтропийного фактора на протекание процесса.

1) Экзотермическая реакция , DН<0.

a) DS>0, тогда для любого Т DGбудет меньше нуля и процесс идет всегда, причем до конца.

б) DS<0, в этом случае все будет зависеть от соотношения абсолютных значений энтальпийного и энтропийного фактора,

DG<0 - реакция идет

DG>0 - реакция не идет

Экзотермические реакции, сопровождающиеся уменьшением энтропии, идут при низких температурах, увеличение Т способствует протеканию обратной реакции (Принцип Ле Шателье).

2) Эндотермическая реакция , DН>0.

а) DS>0, реакция возможна только если |TDS|>|DH|, тогда DG<0, т.е при высоких температурах, если же

б) DS<0, то DG>0 при любых температурах и процесс самопроизвольно идти не может.

Пример - реакция окисления глюкозы до CO 2 и H 2 O

6(O 2) ®6(CO 2) + 6H 2 O DН= - 2810 кДж

Энтропия при этом, очевидно, возрастает. Следовательно, обратный процесс принципиально не может идти самопроизвольно. Для его протекания требуется энергия извне (фотосинтез).

Следует отметить, что в вопросе о возможности протекания процесса термодинамический критерий – истина в последней инстанции. Если DG>0, никакие катализаторы не помогут провести процесс. При DG<0 процесс может быть заморожен.

Давление сильно влияет на скорость реакций с участием газов, потому что оно непосредственно определяет их концентрации.

В уравнении Менделеева-Клапейрона:

перенесем V в правую часть, а RT - в левую и учтем, что n/V = c :

Давление и молярная концентрация газа связаны прямо пропорционально. Поэтому в закон действующих масс мы можем подставлять вместо концентрации p/RT.

Влияние давления на скорость химической реакции

Цепные реакции включают в свой механизм множество последовательно повторяющихся однотипных элементарных актов (цепь).

Рассмотрим реакцию:

Она состоит из следующих стадий, общих для всех цепных реакций:

1) Инициирование , или зарождение цепи

Распад молекулы хлора на атомы (радикалы) происходит при УФ-облучении или при нагревании. Сущность стадии инициирования - образование активных, реакционноспособных частиц.

2) Развитие цепи

Cl· + H2 = HCl + H·

H· + Cl2 = HCl + Cl·

В результате каждого элементарного акта развития цепи образуется новый радикал хлора, и эта стадия повторяется вновь и вновь, теоретически - до полного расходования реагентов.

  • 3) Рекомбинация , или обрыв цепи
  • 2Cl· = Cl2
  • 2H· = H2

H· + Cl· = HCl

Радикалы, оказавшиеся рядом, могут рекомбинировать, образуя устойчивую частицу (молекулу). Избыток энергии они отдают "третьей частице" - например, стенкам сосуда или молекулам примесей.

Рассматриваемая цепная реакция является неразветвленной , поскольку в элементарном акте развития цепи количество радикалов не возрастает. Цепная реакция взаимодействия водорода с кислородом является разветвленной , т.к. число радикалов в элементарном акте развития цепи увеличивается:

H· + O2 = OH· + O·

O· + H2 = OH· + H·

OH· + H2 = H2O + H·

К разветвленным цепным реакциям относятся многие реакции горения. Неконтролируемый рост числа свободных радикалов (как в результате разветвления цепи, так и для неразветвленных реакций в случае слишком быстрого инициирования) может привести к сильному ускорению реакции и взрыву. Казалось бы, чем больше давление, тем выше концентрация радикалов и вероятнее взрыв. Но на самом деле для реакции водорода с кислородом взрыв возможен лишь в определенных областях давления: от 1 до 100 мм рт.ст. и выше 1000 мм рт.ст. Это следует из механизма реакции. При малом давлении большая часть образующихся радикалов рекомбинирует на стенках сосуда, и реакция идет медленно. При повышении давления до 1 мм рт.ст. радикалы реже достигают стенок, т.к. чаще вступают в реакции с молекулами. В этих реакциях радикалы размножаются, и происходит взрыв. Однако при давлении выше 100 мм рт.ст. концентрации веществ настолько возрастают, что начинается рекомбинация радикалов в результате тройных соударений (например, с молекулой воды), и реакция протекает спокойно, без взрыва (стационарное течение). Выше 1000 мм рт.ст. концентрации становятся очень велики, и даже тройных соударений оказывается недостаточно, чтобы предотвратить размножение радикалов.

Вам известна цепная разветвленная реакция деления урана-235, в каждом элементарном акте которой захватывается 1 нейтрон (играющий роль радикала) и испускается до 3 нейтронов. В зависимости от условий (например, от концентрации поглотителей нейтронов) для нее также возможно стационарное течение или взрыв. Это еще один пример корреляции кинетики химических и ядерных процессов.

Системы. Но данная величина не отражает настоящую возможность протекания реакции, ее скорость и механизм.

Для полноценного представления химической реакции, надо иметь знания о том, какие существуют временные закономерности при ее осуществлении, т.е. скорость химической реакции и ее детальный механизм. Скорость и механизм реакции изучает химическая кинетика – наука о химическом процессе.

С точки зрения химической кинетики, реакции можно классифицировать на простые и сложные .

Простые реакции – процессы, протекающие без образования промежуточных соединений. По количеству частиц, принимающих в ней участие, они делятся на мономолекулярные, бимолекулярные, тримолекулярные. Соударение большего чем 3 числа частиц маловероятно, поэтому тримолекулярные реакции достаточно редки, а четырехмолекулярные — неизвестны. Сложные реакции – процессы, состоящие из нескольких элементарных реакций.

Любой процесс протекает с присущей ему скоростью, которую можно определить по изменениям, происходящим за некий отрезок времени. Среднюю скорость химической реакции выражают изменением количества вещества n израсходованного или полученного вещества в единице объема V за единицу времени t.

υ = ± dn / dt · V

Если вещество расходуется, то ставим знак «-», если накапливается – «+»

При постоянном объеме:

υ = ± dC / dt ,

Единица измерения скорости реакции моль/л·с

В целом, υ — величина постоянная и не зависит от того, за каким участвующим в реакции веществом, мы следим.

Зависимость концентрации реагента или продукта от времени протекания реакции представляют в виде кинетической кривой , которая имеет вид:

Вычислять υ из экспериментальных данных удобнее, если указанные выше выражения преобразовать в следующее выражение:

Закон действующих масс. Порядок и константа скорости реакции

Одна из формулировок закона действующих масс звучит следующим образом: Скорость элементарной гомогенной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов.

Если исследуемый процесс представить в виде:

а А + b В = продукты

то скорость химической реакции можно выразить кинетическим уравнением :

υ = k·[A] a ·[B] b или

υ = k·C a A ·C b B

Здесь [ A ] и [ B ] (C A и C B )- концентрации реагентов,

а и b – стехиометрические коэффициенты простой реакции,

k – константа скорости реакции.

Химический смысл величины k — это скорость реакции при единичных концентрациях. То есть, если концентрации веществ А и В равны 1, то υ = k .

Надо учитывать, что в сложных химических процессах коэффициенты а и b не совпадают со стехиометрическими.

Закон действующих масс выполняется при соблюдении ряда условий:

  • Реакция активируется термично, т.е. энергией теплового движения .
  • Концентрация реагентов распределена равномерно.
  • Свойства и условия среды в ходе процесса не меняются.
  • Свойства среды не должны влиять на k .

К сложным процессам закон действия масс применить нельзя. Это можно объяснить тем, что сложный процесс состоит из нескольких элементарных стадий, и его скорость будет определяться не суммарной скоростью всех стадий, лишь одной самой медленной стадией, которя называется лимитирующей .

Каждая реакция имеет свой порядок . Определяют частный (парциальный) порядок по реагенту и общий (полный) порядок . Например, в выражении скорости химической реакции для процесса

а А + b В = продукты

υ = k ·[ A ] a ·[ B ] b

a – порядок по реагенту А

b — порядок по реагенту В

Общий порядок a + b = n

Для простых процессов порядок реакции указывает на количество реагирующих частиц (совпадает со стехиометрическими коэффициентами) и принимает целочисленные значения. Для сложных процессов порядок реакции не совпадает со стехиометрическими коэффициентами и может быть любым.

Определим факторы, влияющие на скорость химической реакции υ.

  1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

    определяется законом действующих масс: υ = k [ A ] a ·[ B ] b

Очевидно, что с увеличением концентраций реагирующих веществ, υ увеличивается, т.к. увеличивается число соударений между участвующими в химическом процессе веществами. Причем, важно учитывать порядок реакции: если это n = 1 по некоторому реагенту, то ее скорость прямо пропорциональна концентрации этого вещества. Если по какому-либо реагенту n = 2 , то удвоение его концентрации приведет к росту скорости реакции в 2 2 = 4 раза, а увеличение концентрации в 3 раза ускорит реакцию в 3 2 = 9 раз.

Разделы