Химическая кинетика Закон действующих масс. Константа скорости химической реакции

Константа скорости химического процесса — это параметр, который входит в кинетическое уравнение (IV.6). Константа скорости реакции к является наряду со скоростью реакции одной из основных величин в химической кинетике. Как следует из закона действующих масс (уравнение (VI.4)), константа скорости реакции к показывает, с какой скоростью идет химический процесс при концентрациях реагирующих веществ, равных единице. Зависимость константы скорости реакции к от температуры наиболее часто выражают в виде уравнения Аррениуса [c.65]

Способы согласования кинетики с термодинамикой не исчерпываются принципом детального равновесия. В литературе по физической химии (даже в учебниках) нередко утверждается, что для согласования необходимо выполнение этого принципа. Для закона действия масс (ЗДМ) поэтому предполагают, что отношение констант скорости прямой и обратной реакций равно константе равновесия, вычисленной по правилам термодинамики. Это равенство, очевидно, следует из термодинамики в тех случаях, когда в системе протекает только две реакции прямая и обратная, — или когда все стадии линейно независимы. Столь же очевидно, что в общем случае сложной химической реакции такое равенство из термодинамики не следует и для его обоснования нужно применять микроскопические соображения, например, принцип микроскопической обратимости [184,451 [c.50]

Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Закон действующих масс. Физический смысл константы скорости. Правило Вант-Гоффа. Понятие об энергии активации, ее влияние на скорость химической реакции. Уравнение Аррениуса, Явление катализа. Гомогенный и гетерогенный катализ. Катализаторы, ингибиторы, промоторы, каталитические яды. Химическое равновесие. Реакции обратимые и необратимые. Состояние химического равновесия. Принцип Ле Шателье. [c.4]

Естественно предположить, что такое несоответствие обусловлено одновременным изменением предэкспоненциального множителя константы скорости реакции, которое компенсирует резкие изменения экспонента. Такое явление обычно называют компенсационным эффектом [706] и некоторые авторы придают ему большое значение. Например, Г.-М. Шваб [699] называет этот эф фект третьим законом химической кинетики (считая первыми двумя закон действующих масс и закон Аррениуса). С. Гиншельвуд [724] признает компенсационный эффект одной из основных, хотя и непонятных, закономерностей химической кинетики. [c.313]

Крупным вкладом в развитие учения о скоростях химических реакций оказались работы Н. А. Меншуткина о скоростях образования сложных эфиров из спиртов и кислот (1877 —1884). Н. А. Меншуткин изучал влияние строения спиртов, а также и среды на скорость и предел реакций с кислотами. Он исследовал также реакции образования амидов и анилидов из соответствующих солей при действии кислот. Н. А. Меншуткин пошел значительно дальше М. Бертло и П. Сен-Жиля, и его выводы и экспериментальные данные были использованы в развитии как химической кинетики, так и теории химического строения. Плодотворными оказались кинетические представления. Основываясь на законе распределения скоростей молекул газа (установил К. Максвелл в 1859), Л. Пфаундлер (1867—1874) пришел к выводу, что реакция может осуществляться лишь в результате соударений молекул, энергия которых (скорость движения) выше некоторой критической величины. Число таких активных молекул возрастает с повышением температуры. На основе этих воззрений К. Гульдберг и П. Вааге в 1879 г. усовершенствовали закон действующих масс. С. Аррениус в 1889 г. развил теорию активных (возбужденных) молекул и предложил уравнение зависимости константы скорости реакции от энергии активации. [c.171]

Если константа скорости подвода реагирующего вещества значительно больше константы скорости процесса химического взаимодействия, т. е. константа екорости диффузии во много раз больше константы скорости реакции, тогда скорость всего процесса в целом будет определяться исключительно скоростью химического превращения. Экспериментально определяемая скорость реакции будет подчиняться законам химической кинетики гетерогенных систем. Скорость реакции, так же как и в гомогенных системах, будет связана с концентрациями реагирующих веществ кинетическим уравнением реакции. Порядок реакции будет зависеть от природы реагирующих веществ. Однако действующей массой здесь будет концентрация реагирующих веществ не в объеме фазы, а на поверхности раздела. [c.106]

В гомогенных системах катализатср находится в виде отдельных молекул, распределенных между молекулами реагентов, причем оба являются или газом или жидкостью и одинаково подвижны. Законы термодинамики и кинетики очень успешно применяются к гомогенным системам, но не охватывают случаев, когда система имеет несколько состояний агрегации, получающихся вследствие комплексообразсвания, препятствующего равномерному и полному распределению. Состояние веществ на границе раздела и внутри фаз различно по концентрации и подвижности, а также по реакционной способности молекул. Чтобы произошла каталитическая реакция, необходим молекулярный обмен между границей раздела фаз и внутренней частью фазы. К химическому процессу превращения молекул в пограничном слое присоединяется физический процесс диффузии. Превращение компонентов системы в тонкой пленке нельзя измерить непосредственно поэтому измеряют изменение количества веществ во внутренней фазе. В гомогенном катализе катализатор находится в тесной смеси с реаги-руюпщми компонентами и действует своей массой, так что во многих случаях константа скорости реакции изменяется прямо пропорционально концентрации катализатора. В таких системах эффективность различных катализаторов можно сравнивать по величинам констант скоростей реакции, так как по ним возможна точная оценка относительной активности. - [c.175]

Это уравнение, как и (6), являющееся его частным случаем, определяет условия стационарности стадий. Суммирование в (7) производится по всем базисным маршрутам. Входящие в него скорости элементарных реакций т- и гвыражаются, согласно закону действующих масс химич. кинетики, через концентрации веществ (объемные илн поверхностные), константы скорости и кинетич. факторы активности (см. Кинетика химическая). Вид этих выражений определяется химич. уравнением стадии. Если для какой-либо стадии, помер к-рой обозначим е, по всем маршрутам, то, согласно [c.454]

Константа ск(фости реакции. Согласно основному закону химической кинетики (закону действия масс) скорость реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в некоторой положительной степени. Этот закон приложим и к ферментативным реакциям пк [c.109]

Вант-Гофф в 1884 г. сформулировал основные законы химической кинетики. Критически рассмотрев предшествующий материал, посвященный изучению статики и кинетики в химии, голландский физико-химик принял в качестве теоретического обоснования классификации реакций не закон действующих масс, описывающий конечное состояние химического процесса , а положение о том, что ход химического превращения характеризуется исключительно числом молекул, при взаимодействии которых происходит превращение [19, стр. 40]. Обозначив константу скорости реакции к как количество, превращающееся за одну минуту при концентрации, равной единице [19, стр. 176], Ваят-Гофф привел общую формулу скорости нормальной реакции [c.295]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология