Гульдберг и Вааге 1867, 1879

Пример:

pV = nRT

p = = cRT

Для реакции в газовой фазе υ = K P* P

Для сложных реакций (протекающих в несколько стадий) закон действующих масс не выполняется.

Основной постулат формальной кинетики

Скорость реакции прямопропорциональна произведению концентрации исходных веществ, взятых в степенях в общем случае не равных стехиометрическим коэффициентам.

n1, n2… - частные порядки реакции по веществам.

Частным порядком по веществу называется показатель степени при концентрации данного вещества в кинетическом уравнении

n = n1 + n2 + … - общий порядок реакции.

Порядок может зависеть от механизма, он не должен зависеть от температуры, концентрации исходных веществ.

k - константа скорости реакции, она численно равна скорости при концентрациях равных 1, поэтому ее иногда называют удельной, она зависит от тех же факторов что и скорость, кроме концентрации.

Размерность зависит от порядка реакции [ K ] =

Пример: 4HBr + O = 2Br + 2H O

υ = K*C * C

Возможен следующий механизм реакции

HBr + O= HOOBr

HOOBr + HBr = HOBr + HOBr

HOBr + HBr = Br+ HO

HOBr + HBr = Br+ HO

Механизм реакции – совокупность элементарных стадий приводящих к появлению продуктов реакции.

Из опыта: υ = K*C* C

Кинетическая классификация реакции

1) по молекулярности

Молекулярность реакции определяется количеством молекул одновременно участвующих в элементарном акте химического превращения (применяется только для простых реакций).

Различают одно, двух и трехмолекулярные, более трех не встречается, так как одновременное столкновение более трех и более маловероятно.

2) по порядку реакции

Различают реакции I, II, III, нулевого, дробного и отрицательного порядка. Порядок – величина формальная, может быть любым, но практически больше четырех не встречается.

Дата добавления: 2014-01-05