Самостоятельно

1. Классификация химических реакций.

Все кинетические реакции различаются по молекулярности и порядку реакций. Молекулярность реакции определяется числом молекул, участвующих в химическом взаимодействии.

По молекулярности все реакции делятся на:

- мономолекулярные - в которых участвуют одна молекула, например: I_2Û2I, все реакции изомерного превращения и разложения.

- бимолекулярные: во взаимодействии участвуют две молекулы, пример: H₂+I_2Û2HI.

- тримолекулярные: при одновременном столкновении 3х молекул: 2NO+O_2Û2NO₂, но вероятность встречи одновременно 3х молекул крайне низка.

Реакция более высокой молекулярности, чем 3х не известны.

В тех случаях, когда из уравнения реакции следует, что молекулярность более 3х, на самом деле реакция протекает более сложным путем - проходит через ряд промежуточных стадий, молекулярность которых, как правило, 1 или 2.

Каждому типу реакций соответствует кинетическое уравнение, которое выражает зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ. По форме зависимости скорости от концентрации V = f(с) реакции делятся на первого второго и третьего порядка. В реакциях второго, третьего порядка v зависит от с во второй и третьей степени.

В общем случае порядок реакции определяется как сумма стехиометрических коэффициентов взаимодействующих реагентов.

aA+bBÛcC+dD порядок данной реакции n=a+b, т.е. на первый взгляд порядок реакции совпадает с ее молекулярностью. Но это совпадение наблюдается лишь в самых простых случаях. Многие, например бимолекулярные реакции, описывают кинетическим уравнением первого порядка. Такое понижение порядка, как правило, следствие того, что один из реагентов находится в большом избытке, и в процессе реакции его (С) изменяется незначительно, т.е. u реакции зависит только от изменения (С) другого компонента.

Пример: C₁₂H₂₂O₁₁+H₂O_избÛ2С₆H₁₂O₆ – гидролиз тростникового сахара.

Причина несовпадения молекулярности и порядка реакций объясняется тем, что стехиометрические уравнения описывают процесс в целом и не отражают истинного механизма реакций, протекающих через ряд последовательных стадий.

5. Формула Максвелла - Больцмана

Как уже было отмечено u химических реакции зависит от величины энергии активации: чем она больше тем медленнее будет протекать реакция следовательно чем больше молекул будет обладать избыточной энергией, тем быстрее будет протекать реакция. Т.е. u химических реакции зависит от соотношения между числом активных и неактивных молекул.

В теории активных соударений Аррениус показал, что количество активных молекул может быть вычислено по закону Максвелла - Больцмана:

N_акт= N_ОБЩ*е^{(-Е/RT) **}

где N_акт - число активных молекул; N_общ - общее число молекул; е - основание натуральных логарифмов; Е - энергия активации; Т - температура, R - универсальная газовая постоянная.

Уравнение ** можно переписать для константы скорости реакции:

К= К₀*е^(-Е/RT) или lnK=lnK₀ -E/RT ^***

где К – константа скорости реакции при обычных условиях, Ко - при условии, что все соударения приводят к реакции. Из последнего уравнения можно выяснить смысл констант А и В из уравнения Аррениуса А = Е/RT, а В =lnК₀ т.е. равно логарифму числа столкновений за 1 сек., в единице объема.

Если известны К₁ при Т₁ и К₂ при Т₂, то из*** можно найти Е: lnK_T1/K_T2=E/R *(1/T₁ - 1/T₂), заменив ln на lg и подставив значение R = 1,987 кал/моль*град получим: lnK_T1/lnK_T2=E/4,575 *(1/T₁ - 1/T₂),

Таким образом, рост скорости реакции с увеличением t⁰ объясняется не только увеличением средней кинетической энергии, но и тем, что резко возрастает доля молекул, обладающих энергией выше определенного уровня, т.е. доля активных молекул, способных к реакции.