Химическая кинетика изучает механизмы процессов и закономерности их протекания во времени.
Скорость хим. реакции – это изменение концентрации реагирующих веществ во времени.
aA + bB = cC + dD
V = - Δ(A)/ aΔt = - Δ(B)/ bΔt = Δ(C)/ cΔt = Δ(D)/ dΔt
В общем случае единица измерения скорости гомогенной химической реакции – моль/(лх с)
Скорость зависит:
1.От природы веществ
2.От концентрации веществ
3.От температуры
4.От присутствия катализатора
Чем больше конц., тем больше скорость!
Закон действующих масс (закон Гульберга-Ваага):
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ.
V = K (A)a(B)b, К – константа скорости реакции (зависит от природы в-в, t0, прис. катализатора)
Физ.смысл константы – если концентрации реагирующих в-в равны 1, то скорость будет равна константе скорости. (V = K)
Для газов! Концентрация твёрдого вещества в выражение закона не входит! (входит в состав константы)С повышением температуры скорость реакции увеличивается!
Правило (закон) Ван-Гоффа:
Скорость химической реакции, при повышении t0 на каждые 100, увеличивается в 2-4 раза.
Vt = V0γ(t-t0)/10, γ – температурные коэффициент скорости реакции.
Для того, чтобы столкновение частиц реагирующих веществ привело к взаимодействию (реакции), они должны обладать достаточно большим запасом энергии, выше средней энергии. Такие частицы называют активными, а их столкновения, приводящие к реакции – эффективными.
Энергия активации (Еа) – минимальная избыточная (по сравнению со средней) энергия, которой должен обладать 1 моль реагирующих веществ, чтобы из столкновения стали эффективными. (это энергетический барьер)
Существует теория, согласно которой переход системы из начального (исходные вещества) в конечное (продукты реакции) состояние связан с образованием активизированного комплекса – чрезвычайно короткоживущего образования, распад которого и является конечной стадией процесса в целом. В этом случае даже простейшая реакция рассматривается как двухстадийное превращение. С точки зрения теории активированного комплекса, энергия активации – это изменение энергии системы при переходе от исходных веществ к активированному комплексу, т.е. энергия активации – это энергетический барьер.
Катализаторы – это вещества, которые будучи введены в систему, увеличивают скорость реакции, но не входят в состав конечных продуктов.Катализаторы уменьшают энергию активации. Происходит увеличение числа активных столкновений, при увеличении числа столкновений вообще.При уменьшении Еа на 40кДж скорость увеличивается в 30’000 раз!
Стадии гетерогенного катализа:
1.Абсорбция (проникновение реагирующих веществ внутрь поверхности катализатора)
2.Адсорбция (поглощение молекул реагирующих в-в катализатором)
3.Десорбция (отрыв молекул катализатора из зоны реакции)
Катализ, изменение скорости химической реакции при воздействии катализаторов, которые участвуют в реакции, но не входят в состав продуктов. Катализатор не находится в стехиометрич. отношениях с продуктами и регенерируется после каждого цикла превращения реагентов в продукты. Различают положительный и отрицательный катализ, в зависимости от того, ускоряет катализатор реакцию или замедляет ее. Как правило, термин "катализ" относят к ускорению реакции; вещества, замедляющие реакцию, наз.ингибиторами.
