Классификация.

1. По признаку молекулярности:

- определяется числом молекул одновременно участвующих в химическом превращении.

а) Мономолекулярный тип:

- каждая молекула единственного компонента А подвергается превращению по отдельности.

Схема: А → В + другие продукты.

Обратимая реакция здесь отсутствует, а потому для скорости реакции состав продуктов несущественен.

Пример: Y₂ → Y + Y

Поскольку каждая молекула реагирует независимо от других, то скорость реакции пропорциональна концентрации реагирующего вещества:

U= - Δ [A]/Δ [t] = K * [A]

[A] – реагирующее вещество.

K – константа скорости реакции.

б) Бимолекулярный тип:

- простые реакции, в которых взаимодействуют две молекулы или другие частицы называются бимолекулярными.

Схема: A + B → D + другие продукты.

Ввиду необратимости реакции точный состав продуктов здесь несущественен.

Пример: NO₂ (г) + CO (г) → NO (г) + CO₂ (г)

NO (г) + O₃ (г) → NO₂ (г) + O₂ (г)

Скорость бимолекулярной реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, поскольку реакция происходит при встрече двух частиц:

U= - Δ [A]/Δ [t] = K[A]*[В]

в) Тримолекулярные реакции:

- простые реакции с тремя одновременно взаимодействующими частицами.

Встречаются очень редко; причем такие реакции одни ученые считают тримолекулярными, другие относят к сложным.

Схема: A + B + С → D + другие продукты.

Пример: 2 NO + O₂ → 2NO₂

Следует учитывать, что оксид азота (II) частично димеризован, поэтому более вероятно, что эта реакция происходит в 2 стадии, т.е. является сложной:

2 NO → (NO)₂

(NO)₂ + O₂ → 2NO₂

Истинные тримолекулярные реакции встречаются в реакциях свободных атомов и радикалов, например:

Y + Y + Ar → Y₂ + Ar – 148 кДж * моль^-1.

Ar – аргон отводит энергию, которая выделяется при образовании возбужденных молекул йода: Y + Y → Y₂^*

Если Е остается в молекуле (Y₂^*), то молекула вновь диссоциирует на атомы Y₂^* → 2Y.

Если же в соударении участвует третья инертная частица, например атом аргона, то передача ему энергии предотвращает диссоциацию образовавшейся молекулы:

U= - Δ [A]/Δ t = K[A]*[В]*[C]

Т.о. молекулярность простых реакций, как правило, не превышает двух. Для сложной реакции, взятой в целом, понятие молекулярности не имеет смысла.

2. По признаку порядка реакции:

Кинетический порядок в общем случае определяется как показатель степени n, в которой концентрация исходного вещества входит в выражение для скорости реакции:

U = - Δ [A]/Δ t = K[A] ⁿ

Если скорость реакции пропорциональна произведению степеней концентраций двух или нескольких веществ:

U = - Δ [A]/Δ t = K[A] ⁿ _A * [В]ⁿ_B,

то, показатели степеней ⁿ_A, ⁿ_B называют частными кинетичсекими порядками по концентрации веществ А и В.

Сумма частных порядков дает общий кинетический порядок реакции: n = n_A + n_B.

Кинетический порядок в отличие от молекулярности может принимать дробные, нулевые и даже отрицательные значения.

Нулевой и «-» порядок встречается в гетерогенно-каталитических реакциях. Если концентрация исходного вещества остается постоянной, то порядок называется нулевым.

Пример: термическое разложение уксусного альдегида в газ. фазе (скорость реакции пропорциональна его концентрации в степени 3/2).

CH₃CHO (г) → CH₄ (г) + СО (г)

U = - Δ [CH₃CHO]/Δ t = K[CH₃CHO]^3/2

→ n = 3/2 (порядок реакции).

Для гомогенных реакций, протекающих при обычных температурах (Т > 373 * К), с повышением температуры на каждые 10⁰ скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза. Данная закономерность известна как правило Вант – Гоффа:

Ut₂ = Ut₁*γ ^t₂ ^{– t}₁^/10

Температурный коэффициент – γ.

Правило Вант - Гоффа носит весьма приблизительный характер. Оно было установлено для реакций в реакторах, протекающих при сравнительно низких температурах. При повышении температуры коэффициент γ уменьшается и стремится к единице.