Как найти константа скорости химической реакции

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 6 октября 2020 года; проверки требуют 2 правки.

У этого термина существуют и другие значения, см. Константа.

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

Так, реакция описывается следующим кинетическим уравнением:

, где:

 — скорость химической реакции, равная ,

 — константа скорости реакции,

…  — концентрации реагентов  — ,

…  — порядки реакции по соответствующим реагентам (сумма этих коэффициентов – порядок реакции). Они определяются экспериментально и не всегда совпадают со стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции^[1].

Из этого виден физический смысл константы скорости реакции: она численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ, равной 1 моль/л или в случае порядков реакции по каждому реагенту, равных 0.

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

Для реакции вида скорость образования продуктов реакции и скорость расходования реагентов могут быть представлены как:

.

Таким образом, чтобы избежать использования нескольких форм записи скорости для одной и той же реакции используют химическую переменную, которая определяет степень протекания реакции и не зависит от стехиометрических коэффициентов:

,

где  — стехиометрический коэффициент.
Тогда скорость реакции:

,

где  — объём системы.

Размерность[править | править код]

Размерность константы скорости реакции зависит от порядка реакции.^[2] Если концентрация реагирующих веществ измерена в моль/л (M):

• Для реакции первого порядка k имеет размерность 1/с;
• Для реакции второго порядка k имеет размерность л/(моль·с) или 1/(M·с);
• Для реакции третьего порядка k имеет размерность л²/(моль²·с) или 1/(M²·с).

См. также[править | править код]

• Скорость химической реакции

Примечания[править | править код]

2.5
Константа скорости химической реакции

Согласно закону
действия масс скорость простой реакции
равна

Константа скорости
реакции k
— коэффициент
пропорциональности между скоростью
химической реакции и произведением
концентраций реагирующих веществ:.
Константа скорости численно равна
скорости химической реакции, когда
концентрации всех реагентов равны
единице: W=k
при C_A=C_B=1.
Если реакция А с В по своему механизму
сложная (в ней участвуют активные
промежуточные продукты, катализатор и
т. д.), подчиняется уравнению
,
то k
называют эффективной
константой скорости реакции; IUPAC
рекомендует называть k
в этом случае коэффициентом
скорости реакции.
Нередко скорость сложной реакции не
подчиняется степенному уравнению, а
выражается иной зависимостью, например
v=k₁C₁C₂(1+k₂C₂)^–1.
Тогда k₁
и k₂
называют коэффициентами
в уравнении для скорости реакции.

Часто реакцию
проводят в условиях, когда концентрации
всех реагентов, кроме одного, взяты в
избытке и в ходе опыта практически не
меняются. В этом случае

,

а коэффициент
k_набл=k
называют эффективной
или наблюдаемой
константой скорости реакции
при С_B>>С_A.
Для случая n_A=1
такой коэффициент часто называют
коэффициентом скорости реакции
псевдопервого порядка. Константа
скорости реакции порядка
n
имеет размерность: (время)^–1•(концентрация)^–(n–1).
Численное значение зависит от единиц,
выбранных для измерения времени и
концентрации.

При вычислении
константы скорости простой реакции
необходимо учитывать два обстоятельства:
помнить, по какому реагенту измеряется
скорость реакции и чему равен
стехиометрический коэффициент и порядок
реакции по этому реагенту. Например,
реакция 2,4,6-триалкилфеноксильного
радикала с гидропероксидом протекает
в две последовательные стадии:

PhО^•+ROOH→PhOH+RO₂^•

PhO^•+RO₂^•→ROOPhO

Стехиометрическое
уравнение – 2PhО^•+RООН=РhОН+ROОPhО,
но поскольку первая стадия определяет
скорость реакции, W_ROOH=k[ROOH][PhO^•]
и W_PhO•=2k[ROOH][PhO^•].

Таким образом,
здесь не совпадают коэффициенты в
кинетическом и стехиометрическом
уравнениях для феноксильного радикала:
порядок реакции по PhO^•
равен 1, а стехиометрический коэффициент
для PhO^•
равен 2.

Методы вычисления
константы скорости химической реакции.
По кинетической
кривой. Если
n=1,
то k=t^–1ln
10 lg
(C_Ao/C_A).
Если суммарный порядок реакции ‑ n,
а порядок реакции по данному компоненту
равен 1, и все реагенты, кроме А, взяты в
избытке, то

.

Для
реакции
А+В→продукты k
находят из уравнения

При вычислении
константы скорости по интегральной
кинетической кривой в общем виде ставится
задача по определению k
в уравнении f(x)=
–k`t
(x
‑ относительная концентрация
реагента).

Для реакции 1-го
порядка f(x)=ln
x,
k`=k;
для реакции 2-го порядка f(x)=x^–1–1,
k=C_ok
и т.д. Из эксперимента получаем ряд
значений (t₁,
x₁),
(t₂,
x₂),
…, (t_n,
x_n).
Прямая, проведенная в координатах
f(x)–t,
должна
удовлетворять условию _i=f(x_i)+kt_i,
Σ_i=0.
Отсюда
следует, что k=
Σf(x_i)/Σt_i.

По периоду
полупревращения.
Период полупревращения однозначно
связан с константой скорости и исходной
концентрацией реагента, что позволяет
вычислить k.
Так, для реакции первого порядка k=ln
2/τ_1/2,
для реакции
второго порядка k=C_o^–1τ_1/2
и т.д.

По начальной
скорости реакции.
Поскольку в начальный момент
времени расходование реагентов
незначительно,

и

По изменению
скорости реакции во времени.
Измерив концентрации реагентов в момент
времени t`
и t“
(С` и С“), можно
вычислить среднюю скорость реакции и
найти k, при ν=1
имеем

,

,

.

Специальные
методы обработки кинетических кривых.
Если кинетика
реакции регистрируется по изменению
какого-либо физического
свойства системы x
(оптическая плотность, электрическая
проводимость и т.д.), связанного с
концентрацией реагирующего вещества
С так,
что при C=C_o,
x=x_o,
а при С=0, х=x_∞,
то k можно
определить из кинетической кривой x(t)
следующими методами:

Метод Гуггенгейма
(для реакций первого порядка). Измеряют
x_i
в момент t_i
и x₁`
в момент t<sub>i</sub>+
и т.д. Из графика
lg
(х<sub>i</sub>–х<sub>i</sub>`)–t_i
находят k:

lg
(x_i–x_i`)=lg[(x_o–x_∞)(1–e^–k)]–0,43kt_i.

Метод Мангельсдорфа
(для реакций первого порядка). Измерения
проводят как
в методе
Гуггенгейма,
но график строят в координатах x_i`
– x_i:

x_i`=x_ie^–k+x_∞(1–e^–k),

наклон прямой
равен e^–k,
отсечение на оси ординат равно х_∞(1–e^–k).

Метод Розвери
(для реакций второго порядка). Параметр
х измеряют в моменты времени t₁,
t₂,
t₃
разделенные постоянным интервалом
времени .
Константу скорости находят из уравнения:

.

Соседние файлы в предмете Аналитическая химия

• #
• #
• #
• #
• #

Темы кодификатора ЕГЭ: Скорость реакции. Ее зависимость от разных факторов.

Скорость химической реакции показывает, как быстро происходит та или иная реакция. Взаимодействие происходит при столкновении частиц в пространстве. При этом реакция происходит не при каждом столкновении, а только когда частица обладают соответствующей энергией.

Скорость реакции – количество элементарных соударений взаимодействующих частиц, заканчивающихся химическим превращением, за единицу времени.

Определение скорости химической реакции связано с условиями ее проведения. Если реакция гомогенная – т.е. продукты и реагенты находятся в одной фазе – то скорость химической реакции определяется, как изменение концентрации вещества в единицу времени:

υ = ΔC / Δt

Если реагенты, или продукты находятся в разных фазах, и столкновение частиц происходит только на границе раздела фаз, то реакция называется гетерогенной, и скорость ее определяется изменением количества вещества в единицу времени на единицу реакционной поверхности:

υ = Δν / (S·Δt)

Факторы, влияющие на скорость химической реакции

1. Температура

Самый простой способ изменить скорость реакции – изменить температуру. Как вам, должно быть, известно из курса физики, температура – это мера средней кинетической энергии движения частиц вещества. Если мы повышаем температуру, то частицы любого вещества начинают двигаться быстрее, а следовательно, сталкиваться чаще.

Однако при повышении температуры скорость химических реакций увеличивается в основном благодаря тому, что увеличивается число эффективных соударений. При повышении температуры резко увеличивается число активных частиц, которые могут преодолеть энергетический барьер реакции. Если понижаем температуру – частицы начинают двигаться медленнее, число активных частиц уменьшается, и количество эффективных соударений в секунду уменьшается. Таким образом, при повышении температуры скорость химической реакции повышается, а при понижении температуры — уменьшается.

Обратите внимание! Это правило работает одинаково для всех химических реакций (в том числе для экзотермических и эндотермических). Скорость реакции не зависит от теплового эффекта. Скорость экзотермических реакций при повышении температуры возрастает, а при понижении температуры – уменьшается. Скорость эндотермических реакций также возрастает при повышении температуры, и уменьшается при понижении температуры.

Более того, еще в XIX веке голландский физик Вант-Гофф экспериментально установил, что скорость большинства реакций примерно одинаково изменяется (примерно в 2-4 раза) при изменении температуры на 10^оС.

 Правило Вант-Гоффа звучит так: повышение температуры на 10^оС приводит к увеличению скорости химической реакции в 2-4 раза (эту величину называют температурный коэффициент скорости химической реакции γ).

Точное значение температурного коэффициента определяется для каждой реакции.

 здесь v₂ — скорость реакции при температуре T₂,

v₁ — скорость реакции при температуре T₁,

γ — температурный коэффициент скорости реакции, коэффициент Вант-Гоффа.

В некоторых ситуациях повысить скорость реакции с помощью температуры не всегда удается, т.к. некоторые вещества разлагаются при повышении температуры, некоторые вещества или растворители испаряются при повышенной температуре, т.е. нарушаются условия проведения процесса.

2. Концентрация

Также изменить число эффективных соударений можно, изменив концентрацию реагирующих веществ. Понятие концентрации, как правило, используется для газов и жидкостей, т.к. в газах и жидкостях частицы быстро двигаются и активно перемешиваются. Чем больше концентрация реагирующих веществ (жидкостей, газов), тем больше число эффективных соударений, и тем выше скорость химической реакции.

На основании большого числа экспериментов в 1867 году в работах норвежских  ученых П. Гульденберга и П. Вааге и, независимо от них, в 1865 году русским ученым Н.И. Бекетовым был выведен основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ:

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных их коэффициентам в уравнении химической реакции.

Для химической реакции вида: aA + bB = cC + dD закон действующих масс записывается так:

здесь v —  скорость химической реакции,

C_A и C_B — концентрации веществ А и В, соответственно, моль/л

k – коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции.

Например, для реакции образования аммиака:

N₂  +  3H₂  ↔  2NH₃

 закон действующих масс выглядит так:

Константа скорости реакции k показывает, с какой скоростью будут реагировать вещества, если их концентрации равны 1 моль/л, или их произведение равно 1. Константа скорости химической реакции зависит от температуры и не зависит от концентрации реагирующих веществ.

В законе действующих масс не учитываются концентрации твердых веществ, т.к. они реагируют, как правило, на поверхности, и количество реагирующих частиц на единицу поверхности при этом не меняется.

В большинстве случаев химическая реакция состоит из нескольких простых этапов, в таком случае уравнение химической реакции показывает лишь суммарное или итоговое уравнение происходящих процессов. При этом скорость химической реакции сложным образом зависит (или не зависит) от концентрации реагирующих веществ, полупродуктов или катализатора, поэтому точная форма кинетического уравнения определяется экспериментально, или на основании анализа предполагаемого механизма реакции. Как правило, скорость сложной химической реакции определяется скоростью его самого медленного этапа (лимитирующей стадии).

3. Давление

Концентрация газов напрямую зависит от давления. При повышении давления повышается концентрация газов. Математическое выражение этой зависимости (для идеального газа) — уравнение Менделеева-Клапейрона:

pV = νRT

Таким образом, если среди реагентов есть  газообразное вещество, то при повышении давления скорость химической реакции увеличивается, при понижении давления — уменьшается.

Например. Как изменится скорость реакции сплавления извести с оксидом кремния:

CaCO₃  +  SiO₂  ↔  CaSiO₃  +  CO₂↑

при повышении давления?

Правильным ответом будет – никак, т.к. среди реагентов нет газов,  а карбонат кальция – твердая соль, нерастворимая в воде, оксид кремния – твердое вещество. Газом будет продукт – углекислый газ. Но продукты не влияют на скорость прямой реакции.

4. Катализатор

Еще один способ увеличить скорость химической реакции – направить ее по другому пути, заменив прямое взаимодействие, например, веществ А и В серией последовательных реакций с третьим веществом К, которые требуют гораздо меньших затрат энергии (имеют более низкий активационный энергетический барьер) и протекают при данных условиях быстрее, чем прямая реакция. Это третье вещество называют катализатором.

Катализаторы – это химические вещества, участвующие в химической реакции, изменяющие ее скорость и направление, но не расходующиеся в ходе реакции (по окончании реакции не изменяющиеся ни по количеству, ни по составу).  Примерный механизм работы катализатора для реакции вида А + В можно представить так:

A + K = AK

AK + B = AB + K

Процесс изменения скорости реакции при взаимодействии с катализатором называют катализом. Катализаторы широко применяют в промышленности, когда необходимо увеличить скорость реакции, либо направить ее по определенному пути.

По фазовому состоянию катализатора различают гомогенный и гетерогенный катализ.

Гомогенный катализ – это когда реагирующие вещества и катализатор находятся в одной фазе (газ, раствор). Типичные гомогенные катализаторы – кислоты и основания. органические амины и др.

Гетерогенный катализ – это когда реагирующие вещества и катализатор находятся в разных фазах. Как правило, гетерогенные катализаторы – твердые вещества. Т.к. взаимодействие в таких катализаторах идет только на поверхности вещества, важным требованием для катализаторов является большая площадь поверхности. Гетерогенные катализаторы отличает высокая пористость, которая увеличивает площадь поверхности катализатора. Так, суммарная площадь поверхности некоторых катализаторов иногда достигает 500 квадратных метров на 1 г катализатора. Большая площадь и пористость обеспечивают эффективное взаимодействие с реагентами. К гетерогенным катализаторам относятся металлы, цеолиты — кристаллические минералы группы алюмосиликатов (соединений кремния и алюминия), и другие.

Пример гетерогенного катализа – синтез аммиака:

N₂  +  3H₂  ↔ 2NH₃

В качестве катализатора используется пористое железо с примесями Al₂O₃ и K₂O.

Сам катализатор не расходуется в ходе химической реакции, но на поверхности катализатора накапливаются другие вещества, связывающие активные центры катализатора и блокирующие его работу (каталитические яды). Их необходимо регулярно удалять, путем регенерации катализатора.

В биохимических реакция очень эффективными оказываются катализаторы – ферменты. Ферментативные катализаторы действуют эффективно и избирательно, с избирательностью 100%. К сожалению, ферменты очень чувствительны к повышению температуры, кислотности среды и другим факторам, поэтому есть ряд ограничений для реализации в промышленных масштабах процессов с ферментативным катализом.

Катализаторы не стоит путать с инициаторами процесса и ингибиторами.

Например, для инициирования радикальной реакции хлорирования метана необходимо облучение ультрафиолетом. Это не катализатор. Некоторые радикальные реакции инициируются пероксидными радикалами. Это также не катализаторы.

Ингибиторы – это вещества, которые замедляют химическую реакцию. Ингибиторы могут расходоваться и участвовать в химической реакции.  При этом ингибиторы не являются катализаторами наоборот. Обратный катализ в принципе невозможен – реакция в любом случае будет пытаться идти по наиболее быстрому пути.

5. Площадь соприкосновения реагирующих веществ

 Для гетерогенных реакций одним из способов увеличить число эффективных соударений является увеличение площади реакционной поверхности. Чем больше площадь поверхности контакта реагирующих фаз, тем больше скорость гетерогенной химической реакции. Порошковый цинк гораздо быстрее растворяется в кислоте, чем гранулированный цинк такой же массы.

В промышленности для увеличения площади контактирующей поверхности реагирующих веществ используют метод «кипящего слоя».

Например, при производстве серной кислоты методом «кипящего слоя» производят обжиг колчедана.

6. Природа реагирующих веществ

На скорость химических реакций при прочих равных условиях также оказывают влияние химические свойства, т.е. природа реагирующих веществ.

Менее активные вещества будут имеют более высокий активационный барьер, и вступают в реакции медленнее, чем более активные вещества.

Более активные вещества имеют более низкую энергию активации, и значительно легче и чаще вступают в химические реакции.

Более стабильные вещества — это, например, те вещества, которые окружают нас в быту, либо существуют в природе.

Например, хлорид натрия NaCl (поваренная соль), или воды H₂O, или металлическое железо Fe.

Более  активные вещества мы можем встретить в быту и природе сравнительно редко.

Например, оксид натрия Na₂O или сам натрий Na в быту и в природе не не встречаем, т.к. они активно реагируют с водой.

При небольших значениях энергии активации (менее 40 кДж/моль) реакция проходит очень быстро и легко. Значительная часть столкновений между частицами заканчивается химическим превращением. Например, реакции ионного обмена происходят при обычных условиях очень быстро.

При высоких значениях энергии активации (более 120 кДж/моль) лишь незначительное число столкновений заканчивается химическим превращением. Скорость таких реакций пренебрежимо мала. Например, азот с кислородом практически не взаимодействует при нормальных условиях.

При средних значениях энергии активации (от 40 до 120 кДж/моль) скорость реакции будет средней. Такие реакции также идут при обычных условиях, но не очень быстро, так, что их можно наблюдать невооруженным глазом. К таким реакциям относятся взаимодействие натрия с водой, взаимодействие железа с соляной кислотой и др.

Вещества, стабильные при нормальных условиях, как правило, имеют высокие значения энергии активации.

Скорость химической реакции – основное понятие химической кинетики, выражающее отношения количества
прореагировавшего вещества (в молях) к отрезку времени, за которое произошло взаимодействие.

Скорость реакции отражает изменение концентраций реагирующих веществ за единицу времени. Единицы измерения для гомогенной реакции:
моль/л * сек. Физический смысл в том, что каждую секунду какое-то количество одного вещества превращается в
другое в единице объема.

Мне встречались задачи, где была дана молярная концентрация вещества до реакции и после, время и объем. Требовалось посчитать скорость
реакции. Давайте решим подобное несложное задание для примера:

Молярная концентрация вещества до реакции составляла 1.5 моль/л по итогу реакции – 3 моль/л. Объем смеси 10 литров, реакция заняла 20 секунд.
Рассчитайте скорость реакции.

Влияние природы реагирующих веществ

При изучении агрегатных состояний веществ возникает вопрос: где же быстрее всего идут реакции: между газами, растворами или твердыми веществами?

Запомните, что самая высокая скорость реакции между растворами, в жидкостях. В газах она несколько ниже.

Если реакция гетерогенная: жидкость + твердое вещество, газ + твердое вещество, жидкость + газ, то большую роль играет площадь соприкосновения
реагирующих веществ.

Очевидно, что большой кусок железа, положенный в соляную кислоту, будет гораздо дольше реагировать с ней, нежели чем измельченное
железо – железная стружка.

Химическая активность также играет важную роль. Например, отвечая на вопрос “какой из металлов Fe или Ca быстрее прореагирует с серой?” мы отдадим
предпочтение кальцию, так как в ряду активности металлов он стоит левее железа, а значит кальций активнее железа.

Иного подхода требуют реакции металлов с водой, где нужно учитывать радиус атома. Например, отвечая на вопрос “какой из металлов Li или K быстрее прореагирует с водой?” мы отдадим предпочтение калию, так как калий имеет больший радиус атома. Калий будет быстрее взаимодействовать с водой, чем литий.

Иногда для верного ответа на вопрос о скорости реакции требуется знание активности кислот. Мы подробнее обсудим эту тему в гидролизе, однако сейчас
я замечу: чем сильнее (активнее) кислота, тем быстрее идет реакция.

Например, реакцию магния с серной кислотой протекает гораздо быстрее реакции магния с уксусной кислотой. Причиной этому служит то, что серная кислота
относится к сильным (активным) кислотам, а активность уксусной кислоты меньше, она является слабой кислотой.

Как я уже упомянул, слабые и сильные кислоты и основания изучаются в теме гидролиз.

Влияние изменения концентрации

Влияние концентрации “прямо пропорционально” скорости реакции: при увлечении концентрации реагирующего вещества скорость реакции повышается, при
уменьшении – понижается.

Замечу деталь, которая может оказаться важной, если в реакции участвуют газы: при увеличении давления концентрация вещества на единицу объема
возрастает (представьте, как газ сжимается). Поэтому увеличение давление, если среди исходных веществ есть газ, увеличивает скорость реакции.

Закон действующих масс устанавливает соотношение между концентрациями реагирующих веществ и их продуктами. Скорость простой реакции
aA + bB → cC определяют по уравнению:

υ = k × С^a_A × С^b_B

Физический смысл константы скорости – k – в том, что она численно равна скорости реакции при том условии, что концентрации реагирующих
веществ равны 1. Обратите внимание, что стехиометрические коэффициенты уравнения переносятся в степени – a и b.

Записанное выше следствие закона действующих масс нужно не только “зазубрить”, но и понять. Поэтому мы решим пару задач, где потребуется
написать подобную формулу.

Окисление диоксида серы протекает по уравнению: 2SO_2(г) + O₂ = 2SO_3(г). Как изменится скорость этой реакции,
если объемы системы уменьшить в три раза?

По итогу решения становится ясно, что скорость реакции в таком случае возрастет в 27 раз.

Решим еще одну задачу. Дана реакция синтеза аммиака: N₂ + ЗН₂ = 2NH₃. Как изменится скорость прямой реакции
образования аммиака, если уменьшить концентрацию водорода в два раза?

В результате решения мы видим, что при уменьшении концентрации водорода в два раза скорость реакции замедлится в 8 раз.

Влияние изменения температуры на скорость реакции

Постулат, который рекомендую временно взять на вооружение: “Увеличение температуры увеличивает скорость абсолютно любой химической реакции: как
экзотермической, так и эндотермической. Исключений нет!”

Очень часто в заданиях следующей темы – химическом равновесии, вас будут пытаться запутать и ввести в заблуждение, но вы не поддавайтесь
и помните про постулат!

Итак, влияние температуры на скорость реакции “прямо пропорционально”: чем выше температура, тем выше скорость реакции – чем ниже
температура, тем меньше и скорость реакции. Однако, как и в случае с концентрацией, это больше чем простая “пропорция”.

Правило Вант-Гоффа, голландского химика, позволяет точно оценить влияние температуры на скорость химической реакции. Оно звучит так:
“При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза”

В формуле, написанной выше, используются следующие обозначение:

• υ₁ – скорость реакции при температуре t₁
• υ₂ – скорость реакции при температуре t₂
• γ – температурный коэффициент, который может быть равен 2-4

Если по итогам решения задач у вас получится температурный коэффициент меньше 2 или больше 4, то, скорее всего, где-то вы допустили ошибку.
Используйте этот факт для самопроверки.

Для тренировки решим пару задач, в которых потребуется использование правило Вант-Гоффа.

Как изменится скорость гомогенной реакции при повышении температуры от 27°C до 57°C при температурном коэффициенте, равном трем?

Иногда в задачах требуется рассчитать температурный коэффициент, как, например, здесь: “Рассчитайте, чему равен температурный коэффициент
скорости, если известно, что при понижении температуры от 250°C до 220°C скорость реакции уменьшилась в 8 раз”.

Катализаторы и ингибиторы

Катализатор (греч. katalysis — разрушение) – вещество, ускоряющее химическую реакцию, но не участвующее в ней. Катализатор не расходуется в химической реакции.

Многие химические реакции в нашем организме протекают с участием катализаторов – белковых молекул, ферментов. Без катализаторов
подобные реакции шли бы сотни лет, а с катализаторами идут одну долю секунды.

Катализом называют явление ускорения химической реакции под действием катализатора, а химические реакции, идущие с участием катализатора
– каталитическими.

Ингибитор (лат. inhibere – задерживать) – вещество, замедляющее или предотвращающее протекание какой-либо химической реакции.

Ингибиторы применяют для замедления коррозии металла, окисления топлива, старения полимеров. Многие лекарственные вещества
являются ингибиторами.

Так при лечении гастрита – воспаления желудка (греч. gaster – желудок) или язв часто назначаются ингибиторы протонной помпы – химические вещества,
которые блокирует выработку HCl слизистой желудке. В результате этого соляная кислота прекращает воздействие на поврежденную стенку желудка,
воспаление стихает.

Какая константа скорости в химии?

На чтение 4 мин. Просмотров 123 Опубликовано 19.06.2021

Константа скорости – это коэффициент пропорциональности в законе скорости химической кинетики, который связывает молярную концентрацию реагентов со скоростью реакции. Он также известен как константа скорости реакции или коэффициент скорости реакции и обозначается в уравнении буквой k .

Содержание

1. Ключевые выводы: константа скорости
2. Уравнение константы скорости
3. Константа скорости из уравнения Аррениуса
4. Единицы константы скорости
5. Другие расчеты и моделирование
6. Не истинная константа
7. Источники

Ключевые выводы: константа скорости

• Скорость Константа, k, является константой пропорциональности, которая указывает соотношение между молярной концентрацией реагентов и скоростью химической реакции.
• Константа скорости может быть найдена экспериментально, используя молярные концентрации реагентов и порядок реакции. В качестве альтернативы его можно рассчитать с помощью уравнения Аррениуса.
• Единицы измерения константы скорости зависят от порядка реакции.
• Константа скорости неверна постоянная, поскольку ее значение зависит от температуры и других факторов.

Уравнение константы скорости

Есть несколько различных способы написать уравнение константы скорости. Есть форма для общей реакции, реакции первого и второго порядка. Кроме того, вы можете найти константу скорости, используя уравнение Аррениуса.

Для общей химической реакции:

aA + bB → cC + dD

скорость химической реакции может быть рассчитана как:

Rate = k [A] ^a [B] ^b

Переставляя термины, константа скорости равна:

константа скорости (k) = Rate/([A] ^a[В ]^a)

Здесь k – константа скорости, а [A] и [B] – молярные концентрации реагентов A и B.

Буквы a и b представляют порядок реакция относительно A и порядок реакции относительно b. Их значения определяются экспериментально. Вместе они определяют порядок реакции n:

a + b = n

Например, если удвоение концентрации A увеличивает скорость реакции в два раза или увеличение концентрации A в четыре раза увеличивает скорость реакции, тогда реакция будет первого порядка по отношению к A. Константа скорости равна:

k = Rate/[A]

Если вы удвоите концентрацию A, и скорость реакции увеличится в четыре раза , скорость реакции пропорциональна квадрату концентрации A. Реакция имеет второй порядок по A.

k = Rate/[A] ²

Константа скорости из уравнения Аррениуса

Константа скорости также может быть выражена с помощью уравнения Аррениуса:

k = Ae ^-Ea/RT

Здесь A – постоянная частота столкновений частиц, Ea – энергия активации реакции, R – универсальная газовая постоянная, а T – абсолютная температура. Из уравнения Аррениуса очевидно, что температура является основным фактором, влияющим на скорость химической реакции. В идеале константа скорости учитывает все переменные, влияющие на скорость реакции.

Единицы константы скорости

Единицы скорости константа зависит от порядка реакции. В общем, для реакции с порядком a + b, единицы измерения константы скорости: моль ^{1 – ( m + n )} · L ^{( m + n ) −1} · s ⁻¹

• Для реакции нулевого порядка константа скорости имеет молярные единицы в секунду (М/с) или моль на литр на второй (моль · L ⁻¹ · s ⁻¹ )
• Для реакции первого порядка константа скорости имеет единицы в секунду из с ^-1
• Для реакции второго порядка константа скорости имеет единицы литр на моль в секунду (л · моль ⁻¹ · s ⁻¹ ) или (M ⁻¹ · s ⁻¹ )
• Для реакции третьего порядка константа скорости имеет единицы литр в квадрате на моль в квадрате в секунду (L ² · моль ⁻² · s ⁻¹ ) или (M ⁻² · s ⁻¹ )

Другие расчеты и моделирование

Для реакций более высокого порядка или для динамических химических реакций химики применяют различные Тип моделирования молекулярной динамики с использованием компьютерного программного обеспечения. Эти методы включают теорию разделенного седла, процедуру Беннета Чендлера и Milestoning.

Не истинная константа

Несмотря на название, константа скорости на самом деле не является постоянной. Это справедливо только при постоянной температуре . На это влияет добавление или замена катализатора, изменение давления или даже перемешивание химикатов. Он не применяется, если в реакции изменяется что-либо, кроме концентрации реагентов. Кроме того, это не очень хорошо работает, если реакция содержит большие молекулы в высокой концентрации, потому что уравнение Аррениуса предполагает, что реагенты представляют собой идеальные сферы, которые совершают идеальные столкновения.

Источники

• Коннорс, Кеннет (1990). Химическая кинетика: изучение скорости реакции в растворе . Джон Вили и сыновья. ISBN 978-0-471-72020-1.
• Дару, Янош; Стирлинг, Андраш (2014). «Теория разделенного седла: новая идея для расчета постоянной скорости». Дж. Chem. Теория вычислений . 10 (3): 1121–1127. DOI: 10.1021/ct400970y
• Айзекс, Нил С. (1995). “Раздел 2. 8.3 “. Physical Organic Chemistry (2-е изд.). Harlow: Addison Wesley Longman. ISBN 9780582218635.
• IUPAC ( 1997). (Сборник химической терминологии 2-е изд.) («Золотая книга»).
• Laidler, KJ, Meiser, JH (1982). Physical Chemistry . Benjamin/Cummings. ISBN 0-8053-5682-7.