Порядок и закон скорости

8 заданий

Закон скорости

linkОпора

Урок 79. Скорость химической реакции — изменение концентраций и нормировка на стехиометрические коэффициенты. Средняя и мгновенная скорость при постоянном объёме
Урок 7. Степенные зависимости и масштабирование — степени, корни, отношения величин и безразмерные параметры. Изменение результата при увеличении аргумента в несколько раз

Как скорость зависит от концентраций? Опыт показывает, что во многих случаях — степенным образом:

\[v = k[\ce{A}]^m[\ce{B}]^n.\]

Показатели \(m\) и \(n\) — частные порядки по веществам, их сумма — общий порядок; \(k\) — константа скорости. Степенная зависимость означает (урок 7): при увеличении \([\ce{A}]\) в \(a\) раз скорость растёт в \(a^m\) раз, а при одновременном изменении двух концентраций множители перемножаются.

errorПорядок — не коэффициент

Для \(\ce{NO2 + CO -> NO + CO2}\) при низких температурах \(v = k[\ce{NO2}]^2\): второй порядок по \(\ce{NO2}\) и нулевой по \(\ce{CO}\), хотя коэффициенты равны 1. Порядки определяют только из эксперимента: они отражают механизм (модуль 8), а суммарное уравнение о механизме ничего не говорит.

Совпадают порядки и коэффициенты только у элементарной реакции — одного акта столкновения: \(\ce{NO + O3 -> NO2 + O2}\) идёт в одну стадию, и \(v = k[\ce{NO}][\ce{O3}]\), потому что частота столкновений пропорциональна концентрации каждого участника. Большинство же реакций многостадийны; закон скорости задаёт самая медленная стадия вместе с предшествующими ей быстрыми равновесиями (урок 91). Отсюда дробные и нулевые порядки, а иногда и закон не степенного вида: для \(\ce{H2 + Br2 -> 2HBr}\)

\[v = \frac{k[\ce{H2}][\ce{Br2}]^{1/2}}{1 + k^{\prime}[\ce{HBr}]/[\ce{Br2}]},\]

и у такого закона общего порядка нет вовсе.

infoИнтересный факт

Реакцию \(\ce{H2 + I2 -> 2HI}\) почти 70 лет приводили в учебниках как образец простой бимолекулярной реакции: закон скорости \(v = k[\ce{H2}][\ce{I2}]\) идеально совпадал с уравнением. Лишь в 1967 году Джон Салливан показал, что при облучении светом, расщепляющим \(\ce{I2}\) на атомы, скорость растёт: в механизме участвуют атомы иода. Совпадение закона с уравнением ещё не доказывает, что реакция элементарна.

Константа скорости и её единицы

Скорость зависит от концентраций и меняется по ходу реакции. Константа скорости от концентраций не зависит — только от температуры (урок 87) и катализатора. Это разные величины с разными единицами.

functionsЕдиницы константы скорости

Из \(v = kc^n\) получаем \(k = v/c^n\). Скорость измеряют в моль/(л·с), концентрацию — в моль/л, поэтому

\[[k] = \frac{\text{моль/(л}\cdot\text{с)}}{(\text{моль/л})^n} = (\text{моль/л})^{1 - n}\,\text{с}^{-1}.\]

Общий порядок	Закон	Единицы \(k\)
0	\(v = k\)	моль/(л·с)
1	\(v = k[\ce{A}]\)	с⁻¹
2	\(v = k[\ce{A}]^2\) или \(k[\ce{A}][\ce{B}]\)	л/(моль·с)
3	\(v = k[\ce{A}]^2[\ce{B}]\)	л²/(моль²·с)

Единицы \(k\) сразу выдают порядок — удобная проверка. Только у первого порядка константа не зависит от того, в каких единицах выражена концентрация: её единица — обратное время.

push_pinГлавное

Закон скорости \(v = k[\ce{A}]^m[\ce{B}]^n\): \(m\), \(n\) — частные порядки, \(m + n\) — общий. Порядки находят из опыта: они совпадают с коэффициентами только для элементарных реакций. Константа скорости \(k\) зависит от температуры, но не от концентраций; её единицы — (моль/л)\(^{1-n}\)·с⁻¹. Скорость и константа скорости — разные величины.

Закрепите теорию: 8 заданий с проверкой и подсказками, урок зачитывается от 70 %.