2(г) + О2(г) = 2Н2О(ж); rG о298 = -228,61 кДж


Термодинамический фактор


Реакционная способность химической системы при заданных условиях



Кинетический фактор



Термодинамический критерий (rG оТ 0) самопроизвольного протекания процесса – необходимое условие, но недостаточное.

Кинетическим критерием реакционной способности системы является скорость реакции.


ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА -

- изучает механизм протекания процесса, т.е. промежуточные стадии, через которые система переходит из начального в конечное состояние, скорости этих стадий, факторы, влияющие на их скорость.

Скорость реакции -

количество вещества, образующееся в единице реакционного объёма (для гомогенной реакции) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции) в единицу времени




;

V – объём реакционной зоны;

S - поверхность раздела фаз; - время

ni – количество i – го исходного вещества.

Если V=const во время реакции:


- для исходных веществ - отрицательна

-для продуктов – положительная

Cкорость реакции зависит от:

1)природы реагирующих веществ,

2)концентрации или давления реагирующих веществ,

3)температуры

4)катализатора


Влияние концентрации на скорость реакции

По теории вероятностей: вероятность одновременного осуществления независимых событий равна произведению вероятностей каждого из них.

Для протекания реакции: A+BK +L

необходимо:

  • одновременное нахождение А и В в определённой точке реакционного пространства;

  • удачное их столкновение.

Вероятность (ω) нахождения молекулы для каждого из веществ прямо пропорциональна его концентрации:

ωA = αCаA, ωB = βC вB.

Вероятность одновременного нахождения обеих молекул в одной точке пространства, т.е. их столкновения:

ω = ωA ωB = αCа A βCв B.

γ – доля удачных столкновений



-основное кинетическое уравнение, закон действия масс, закон Гульдберга Вааге (1864г).

k - константа скорости: а) не зависит от концентрации

б) зависит от температуры и природы реагирующих веществ.

k – удельная скорость , если СА = СВ

а,в – частные порядки реакции по веществам А и В

(определяются экспериментально)

n = (а + в) – общий порядок реакции

В простых (элементарных актах) реакциях: n = 1, 2 редко 3.

В сложных реакциях:n = 0, целочисленные, дробные, (-),(+)

Молекулярность:

Число молекул, участвующих в элементарном химическом акте


Целое (+) число: 1,2, реже 3

1 – мономолекулярные: I2 2I

2 – бимолекулярные: H2 + I2 2HI

3 – тримолекулярные: 2NO + Cl2 2NOCl


а) H2 + I2 2HI – простая (элементарная) реакция

n2) = 1, n(I2) =1 ,т.е. равны стехиометрическим коэффициентам.

n = 1+1 =2


б) 2N2O5 O2 + 2N2 O4 - сложная реакция

протекает по стадиям:

  1. N2O5 NO2 + NO3;

  2. NO3 NO + NO2;

  3. NO + NO3 2NO2.

и самая медленная стадия – (2) она определяет порядок

кинетического уравнения:


Опыт: 5Na2SO3 + 2HJO3 J2 + 5Na2SO4 + H2O


; ;



; (x+y)lg1,4 = lg2; x+y = 2

Лаб.раб.: Na2S2O3 +H2SO4 = S + H2SO3 + Na2SO4

Реакции 1-ого порядка

А В CH3OCH3 CH4 + H2 + CO

Кинетическое уравнение реакции первого порядка

.

Разделим переменные и проинтегрируем

lnC – lnC0 = -k lnC = lnC0 - k

С0 – исходная концентрация

С - концентрация в момент времени


Кинетическая кривая реакций 1-ого порядка

lgC

lgCo tg = -


, с

или . k =с-1

.

период полупревращения τ1/2:

время, за которое прореагировала половина исходного количества вещества


C = 0,5C0

- не зависит от Со

Реакции 2-ого порядка

A + B → продукты или 2А продукты

пусть C0A = C0B

разделим переменные и проинтегрируем: