3.2. Влияние концентраций реагирующих веществ на скорость реакции. Элементарные и сложные реакции. Закон действующих масс
Элементарные, или простые, реакции — это реакции, протекающие в одну стадию. Большинство химических реакций представляют собой сложные процессы, протекающие в несколько стадий, т. е. состоящие из нескольких элементарных процессов.
Для элементарных реакций справедлив закон действующих масс:
скорость элементарной химической реакции при данной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях с показателями, равными стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Закон открыт К. М. Гульдбергом и П. Вааге в 1864— 1867 гг.
Для реакции в общем виде аА + bВ...→ продукты
ее скорость, согласно закону действующих масс, выражается соотношением
(3.3)
где
с(А)
и с(В)
— молярные концентрации реагирующих
веществ А и В; k
–
константа скорости данной реакции,
равная
,
если
с(А)
= 1 и c(В)
= 1, и зависящая от природы реагирующих
веществ, температуры, катализатора,
площади поверхности раздела фаз (для
гетерогенных реакций).
Выражение зависимости скорости реакции от концентрации называют кинетическим уравнением.
Кинетические уравнения простых гомогенных реакций приведены в табл. 3.1.
Таблица 3.1.
Молекулярность, порядок и кинетические уравнения элементарных гомогенных реакций
Уравнение реакции |
Молекулярность реакции |
Кинетическое уравнение |
Общий порядок реакции |
А →продукты 2А → продукты А + В → продукты A+B+C→ продукты 2А + В → продукты |
Мономолекулярная Бимолекулярные
Тримолекулярные |
= k c(A) = k c 2(А) = k c (А) с(В) = k c(A) c(B) c(C) = k c2(А ) с(В) |
1 2 2 3 3 |
Окончание табл.4.1
A + 2B → продукты 3А → продукты |
|
= k c(А) c2(B) = k c3(А) |
3 3 |
3.3 Молекулярность и кинетический порядок реакции
Понятие «молекулярность реакции» применимо только к простым реакциям. Молекулярность реакции характеризует число частиц, участвующих в элементарном взаимодействии.
Различают моно-, би- и тримолекулярные реакции, в которых участвуют соответственно одна, две и три частицы (см. табл. 4.1). Вероятность одновременного столкновения трех частиц мала. Элементарный процесс взаимодействия более чем трех частиц неизвестен.
Примеры элементарных реакций:
N2O5 → NO2 +NО + О2 (мономолекулярная);
2 NО2 → N2О4 (бимолекулярная);
2NО + Cl2 → 2NОCl (тримолекулярная).
Молекулярность простых реакций совпадает с общим кинетическим порядком реакции (табл. 4.1).
Порядок реакции определяет характер зависимости скорости от концентрации.
Общий (суммарный) кинетический порядок реакции – сумма показателей степеней при концентрациях реагирующих веществ в уравнении скорости реакции, определенном экспериментально. Так, если для реакции
А + В + С → продукты
кинетическое уравнение, определенное экспериментально, имеет вид
(3.4)
то n1 + n2 + n3 = n — общий кинетический порядок реакции; n1, n2 , n3 — порядок реакции по отношению к веществам А, В, С; n1, n2 , n3 могут быть целыми или дробными числами. Реакции, скорость которых постоянна и не зависит от концентрации реагирующих веществ, имеют нулевой порядок.
Для элементарных процессов n1, n2, n3 совпадают со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции. Если уравнение реакции не определяет ее механизм, порядок реакции не зависит от стехиометрических коэффициентов.
В химической кинетике принято классифицировать реакции по величине общего порядка реакции. Рассмотрим зависимость концентрации реагирующих веществ от времени для необратимых (односторонних) реакций нулевого, первого и второго порядков.