8. Основные положения химической кинетики. Понятие скорости химических реакций. Константа скорости.

Учение о скоростях и механизмах химических реакций называется химической кинетикой.

Механизм химических реакций сводится к разрыву связей в исходных веществах и возникновению новых связей в продуктах реакций. При этом общее число атомов каждого элемента до и после реакции остается постоянным.

Реакции могут быть гомогенными и гетерогенными. Гомогенные реакции протекают в однородной среде (например, в газовой фазе или жидком растворе). Гетерогенные реакции протекают в неоднородной среде – между веществами, которые находятся в разных фазах (например, в твердой и жидкой или газовой и жидкой и т.д.). Гомогенные реакции происходят равномерно во всем объеме, заполненном реагентами. Гетерогенные – происходят на границе раздела фаз. Примером гетерогенной реакции может служить реакции между веществом в газовой фазе и поверхностью жидкого или твердого тела.

Скоростью химической реакции называется число элементарных актов реакции, происходящих в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (в случае гетерогенных реакций)

Скорость химической реакции обычно характеризует изменение кон­центрации одного из реагирующих веществ в единицу времени.

При этом безразлично, о каком из участвующих в реакциивеществе идет речь: все они связаны между собой уравнением реакции.

Обычно концентрацию выражают в [моль/л], а время — в секундах (с), поэтому размерность скорости реакции равна [моль/л • с].

Рассмотрим реакцию взаимодействия водорода с парами хлора:

Н₂ + Cl₂  2HCl Обозначим концентрацию паров хлора в начале некоторого отрезка времени t₁ через С₁, а при t₂ – С₂ . Так, хлор в процессе реакции расходуется, следовательно, С₁> С₂. Скорость реакции Vможет быть найдена из равенства

По мере расходования исходных веществ, скорость реакции уменьшается (рис. 1).

Рисунок 1- Изменение концентрации реагирующего вещества во времени

В ходе химических процессов концентрации веществ меняются непрерывно. Поэтому важно знать величину скорости реакции в данный момент времени, т.е. мгновенную скорость, которая выража­ется производной от концентрации во времени:

Мгновенная (истинная) скорость – это скорость реакции в конкретный момент времени.

где: t – это время от начала химической реакции до момента появления видимых изменений (изменение окраски раствора, появление газа, осадка). Константа скорости реакции – постоянная для данной химической реакции величина, которая зависит от химической природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от концентраций реагирующих веществ. Она рав­на той скорости, с которой должна совершаться реакция, если концентрация каждого из реагирующих веществ равна 1 моль/л.

8. Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

1 Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ 2 Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ 3 Зависимость скорости реакции от температуры Для того чтобы молекулы могли прореагировать, они должны обладать запасом энергии, равным или большим неко¬торой величины, которая называется энергией активации (Еа). Итак, для акта химического взаимодействия необходимо, чтобы частицы реагентов как бы преодолели некий энергетиче¬ский барьер - активационный барьер. Частицы, обладающие достаточной энергией, чтобы "взойти" на активационный барьер, образуют неустойчивую переходную группировку ато¬мов, которую называют активированным комплексом (АК).

4 Зависимость скорости реакции от присутствия катализаторов.

Вещества, не расходующиеся в результате протекания реак­ции, но влияющие на ее скорость, называютсякатализаторами.

Явление изменения скорости реакции под действием таких ве­ществ называется катализом. Реакции под действием катализа­торов называются каталитическими.

В зависимости от того, однородна или неоднородна среда, в ко­торой протекает каталитическая реакция, различают два вида катализа: гомогенный и гетерогенный.

При гомогенном катализе и катализатор, и реагенты находятся в одной фазе, газовой или растворе.

При гетерогенном катализе катализатор и реагенты находятся в разных фазах, например газообразная реакционная смесь и твердый катализатор.

8. Ионно-молекулярные реакции. Реакции электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Теория электролитической диссоциации была разработана в 1887 году шведским учёным С. Аррениусом.

Согласно этой теории, существуют вещества, способные в растворах и расплавах распадаться (диссоциировать) на ионы, вследствие чего растворы и расплавы этих веществ, проводят электрический ток. Эти вещества были названы электролитами.

Электролитами в водных растворах являются кислоты, основания и соли. При растворении электролиты диссоциируют на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Катионы под действием элек¬трического поля движутся к катоду, а анионы под действием электрического поля движутся к аноду.

Недостатки теории Аррениуса:

Теория Аррениуса не учитывала, что ионы являются свободными и независимыми частицами от молекул растворителя.

При растворении электролитов в воде одновременно с процессом их диссоциации на ионы, происходит процесс гидратации ионов.

В процессе электролитической диссоциации водные растворы электролитов:

– во-первых, проводят электрический ток, так как в них присутствуют носители электрического заряда — ионы.

– во-вторых, в результате электролитической диссоциации увеличива¬ется число частиц растворенного вещества, а, следовательно, их концентрация, поэтому возрастают и отклонения свойств раство¬ра от свойств чистого растворителя. электролитическая диссоциация - это процесс распада (диссоциации) электролита на ионы под действием полярных молекул воды за счет ион дипольного и диполь-дипольного взаимодействия с растворяемым веществом. степень диссоциации Изучая свойства растворов электролитов, С. Аррениус ввёл понятие «степень диссоциации», предположив, что некоторые электролиты не могут полностью диссоциировать на ионы.

Степенью диссоциации  называется отношение числа молекул, распавшихся в растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

Степень диссоциации () зависит от следующих факторов:

– от природы электролита и растворителя;

– концентрации электролита;

– температуры.

Степень диссоциации можно также выразить через количество вещества по формуле:

где n(X) – количество молей продиссоциировавшего вещества X;

n_0б(X) – общее количество молей вещества X в растворе;

N_a– число Авогадро.

Электролиты можно разделить на 2 большие группы: электролиты сильные и слабые.

Сильные электролиты диссоциируют в растворах полностью и процесс диссоциации необратим: HNO₃H⁺ + NO₃^– . Из этого следует, что степень диссоциации сильного электролита равна 1.

Сильными электролитами являются:

–все растворимые соли;

– гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (NaOH, KOH, Ba(OH)₂;

– некоторые кислоты (H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI.

Для слабых электролитов степень диссоциации α < 1, поскольку слабые электролиты диссоциируют лишь частично, и процесс диссоциации обратим, т.е. в растворе устанавливается динамическое равновесие между ионами и непродиссоциировавшими молекулами.

Основные слабые электролиты:

– вода H₂O;

– гидроксиды Al(OH)₃^;

константа диссоциации

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия.

Ниже приводится выражение константы равновесия для процесса диссоциации уксусной кислоты CH₃COOH⇆CH₃COO^– + H⁺.

К онстанта равновесия, соответствующая процессу диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации.

Величина константы диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, температуры, но не зависит от концентрации электролита в растворе.

Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем легче электролит диссоциирует на ионы, тем больше константа диссоциации.

Константа диссоциации является справочной величиной.