14. Скорость химических реакций. Константа скорости и ее физический смысл.

Скорость химической реакции – количество вещества, вступившего

в химическую реакцию или образовавшегося в ходе реакции, за единицу

времени в единице объема системы.

Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности k в кинетическом уравнении реакции.

Константа скорости реакции зависит от температуры (уравнение Аррениуса), от природы реагирующих веществ, от катализатора, но не зависит от их концентрации.

15. Влияние температуры на скорость химической реакции. Основные положения теории активации Аррениуса.

Скорость большинства реакций возрастает с повышением температуры.

 

По правилу Вант-Гоффа:

 

при повышении температуры на каждые 10 °С скорость большинства реакций увеличивается в 2–4 раза. 

 

νt2νt1=γt2−t110,

 

где  гамма — температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 10 °С.

 

Увеличение скорости реакции при повышении температуры связано не только с возрастанием кинетической энергии и количеством столкновений частиц реагирующих веществ.

 

Если бы все сталкивающиеся частицы реагировали друг с другом, реакция была бы подобна взрыву!

 

Но часть столкновений не приводит к образованию новых веществ (а).

 

Рис. 1. Неактивное и активное столкновения частиц

 

Реакция происходит только в результате эффективных столкновений (б) частиц, имеющих избыточную энергию — энергию активации.

 

Этой энергии достаточно для разрыва или ослабления связей, что может привести к перестройке атомов в новые молекулы.

 

При повышении температуры доля активных молекул возрастает; увеличивается количество эффективных столкновений. Таким образом, скорость химической реакции растёт.

Теория Аррениуса включала следующие основные положения:

1. При растворении молекул неорганических и органических кислот, гидроксидов и солей распадаются (дисоциируют) на ионы:

HCl   Н ⁺ + Cl ^–

NaOH   Na⁺ + OH^–

K₂SO₄   2K⁺ + SO₄^2–

Ионы представляют собой заряженные частицы, которые состоят из отдельных атомов, или из группы атомов, или из группы атомов. Предполагалось, что ионы в растворе ведут себя подобно молекулам идеального газа, т.е. не взаимодействую друг с другом.

Физические причины, которые приводят к диссоциации, в теории Аррениуса не рассматривались. Не обсуждался также вопрос о том, почему заряженные частицы, на которые должны были бы распространяться законы электростатики, не взаимодействуют друг с другом в растворе.

2. Диссоциация молекул на ионы является неполной, т.е. не все молекулы электролита, а лишь некоторая их доля α, названная степенью диссоциации, распадается на ионы. Степень диссоциации связанная с коэффициентом Вант-Гоффа соотношением:

α =  (1.1)

где, n – число ионов, на которое распадается одна молекула электролита.

Все качественные изменения, наблюдающиеся в растворах электролитов при увеличении или уменьшении концентрации, теория электролитической диссоциации связывает с изменением степени диссоциации.

Степень электролитической диссоциации рассматривается этой теорией как одна из основных количественных характеристик раствора электролита.

3. Между ионами и молекулами в растворе существует равновесие. К процессу электролитической диссоциации применим закон действующих масс и второй количественной характеристикой электролита является константа диссоциации.

Ее связь со степенью диссоциации можно рассмотреть на примере бинарного электролита МА, диссоциирующего по уравнению:

МА  М⁺ + А^–

и поскольку С_МА= С - С_α' = С(1-α),

а,  , то константа электролитической диссоциации К по теории Аррениуса должна быть заменена следующим выражением:

К_д = (1.2)

Данное уравнение было выведено В. Оствальдом и выражало сущность его закона разведения, поскольку обратная величина молярной концентрации υ = 1/С называется разведением.

Константа К_ддля данного электролита по теории Аррениуса является постоянной и в отличие от степени диссоциации не должна зависеть от концентрации и определяется в первую очередь природой электролита. Поэтому, используя уравнение (1.2) можно рассчитать степень диссоциации электролита в зависимости от концентрации электролита.

Решая квадратное уравнение и учитывая, что α>0, получим:

α =  (1.3)

И как следует из уравнения (1.3), при С → 0 или К → ∞, α → 1 т.е. электролит становится полностью диссоциированным.

С другой стороны, при малых константах диссоциации и при не очень низких концентрациях электролита, когда К²<< 4КС

α ≈  (1.4)

Соотношения (1.2) и (1.4) применимы только для бинарных электролитов.