ВУЗ:
Составители:
Рубрика:
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Химическая кинетика изучает скорости и механизмы химических реак-
ций [8]. На практике скорость химического процесса можно характеризовать измене-
нием концентрации вещества за единицу времени. Так, если в момент времени
1
τ
концентрация реагирующего вещества была равной
1
C моль/л, а в последующий
момент времени
2
τ оказалось равной
2
C моль/л, то отношение:
τ∆∆=
τ
−τ− /C)/()CC(
1212
,
выражает
среднюю скорость реакции ( υ) в интервале времени τ∆ . Чем меньше ве-
личина
τ∆ , тем ближе отношение
τ
∆
∆
/C к истинной скорости (
.ист
υ
) в соответст-
вующий момент времени. То есть можно записать:
τ±=υ=υ
→τ∆
d/dClim
0
.ист
.
Скорость химических процессов зависит от природы реагирующих веществ, от
их концентрации, от температуры, от наличия катализатора и от других факторов
[8]. Эта зависимость отражается т.н.
кинетическим уравнением.
Для
гомогенной одностадийной реакции (например:
NOCl2ClNO2
2
=+ )
кинетические уравнения записываются в соответствии со стехиометрией данного
процесса (как и выражение
a
K ), причем отдельно для скорости прямой реакции ( υ)
и обратной (
υ). В частности, для нашего примера имеем:
)Cl(a)NO(ak
2
2
⋅⋅=υ ,
)NOCl(ak
2
⋅=υ ,
где
k и k - константы скоростей прямого и обратного процессов (они учитывают
влияние на значения
υ и υ всех факторов, кроме состава раствора). А степень, в ко-
торую возводится активность вещества в кинетическом уравнении называется
по-
рядком
реакции по данному веществу. Он показывает, в какой степени активности
соответствующих веществ влияют на скорость.
Для
гетерогенного или многостадийного процесса порядки часто не сов-
падают по величине со стехиометрическими коэффициентами реакции и могут быть,
в частности, дробными или равными нулю [8]. К многостадийным процессам отно-
сится, например, разложение тиосульфата натрия при подкислении:
OHSOSSONaSOHOSNa
224242322
+
+
+
⇔+
или в ионном виде:
Страницы
- « первая
- ‹ предыдущая
- …
- 45
- 46
- 47
- 48
- 49
- …
- следующая ›
- последняя »
