Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

1 Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ
2 Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ
3 Зависимость скорости реакции от температуры
Для того чтобы молекулы могли прореагировать, они должны обладать запасом энергии, равным или большим некоторой величины, которая называется энергией активации (Еа).
Итак, для акта химического взаимодействия необходимо, чтобы частицы реагентов как бы преодолели некий энергетический барьер - активационный барьер. Частицы, обладающие достаточной энергией, чтобы "взойти" на активационный барьер, образуют неустойчивую переходную группировку атомов, которую называют активированным комплексом (АК).

4Зависимость скорости реакции от присутствия катализаторов.

Вещества, не расходующиеся в результате протекания реак­ции, но влияющие на ее скорость, называютсякатализаторами.

Явление изменения скорости реакции под действием таких ве­ществ называется катализом. Реакции под действием катализа­торов называются каталитическими.

В зависимости от того, однородна или неоднородна среда, в ко­торой протекает каталитическая реакция, различают два вида катализа:гомогенный и гетерогенный.

При гомогенном катализе и катализатор, и реагенты находятся в одной фазе, газовой или растворе.

При гетерогенном катализе катализатор и реагенты находятся в разных фазах, например газообразная реакционная смесь и твердый катализатор.

11.Ионно-молекулярные реакции.Реакции электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Константа диссоциации.
Теория электролитической диссоциации была разработана в 1887 году шведским учёным С. Аррениусом.

Согласно этой теории, существуют вещества, способные в растворах и расплавах распадаться (диссоциировать) на ионы, вследствие чего растворы и расплавы этих веществ, проводят электрический ток. Эти вещества были названы электролитами.

Электролитами в водных растворах являются кислоты, основания и соли. При растворении электролиты диссоциируют на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

Катионы под действием электрического поля движутся к катоду, а анионы под действием электрического поля движутся к аноду.

Недостатки теории Аррениуса:

Теория Аррениуса не учитывала, что ионы являются свободными и независимыми частицами от молекул растворителя.

При растворении электролитов в воде одновременно с процессом их диссоциации на ионы, происходит процесс гидратации ионов.

В процессе электролитической диссоциации водные растворы электролитов:

– во-первых, проводят электрический ток, так как в них присутствуют носители электрического заряда — ионы.

– во-вторых, в результате электролитической диссоциации увеличивается число частиц растворенного вещества, а, следовательно, их концентрация, поэтому возрастают и отклонения свойств раствора от свойств чистого растворителя.
электролитическая диссоциация -это процесс распада (диссоциации) электролита на ионы под действием полярных молекул воды за счет ион дипольного и диполь-дипольного взаимодействия с растворяемым веществом.
степень диссоциации
Изучая свойства растворов электролитов, С. Аррениус ввёл понятие «степень диссоциации», предположив, что некоторые электролиты не могут полностью диссоциировать на ионы.

Степенью диссоциации a называется отношение числа молекул, распавшихся в растворе на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе.

Степень диссоциации (a) зависит от следующих факторов:

– от природы электролита и растворителя;

– концентрации электролита;

– температуры.

Степень диссоциации можно также выразить через количество вещества по формуле:

где n(X) – количество молей продиссоциировавшего вещества X;

n_0б(X) – общее количество молей вещества X в растворе;

N_a– число Авогадро.

Электролиты можно разделить на 2 большие группы: электролиты сильные и слабые.

Сильные электролиты диссоциируют в растворах полностью и процесс диссоциации необратим: HNO₃®H⁺ + NO₃^– . Из этого следует, что степень диссоциации сильного электролита равна 1.

Сильными электролитами являются:

–все растворимые соли;

– гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (NaOH, KOH, Ba(OH)₂;

– некоторые кислоты (H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI.

Для слабых электролитов степень диссоциации α < 1, поскольку слабые электролиты диссоциируют лишь частично, и процесс диссоциации обратим,т.е. в растворе устанавливается динамическое равновесие между ионами и непродиссоциировавшими молекулами.

Основные слабые электролиты:

– вода H₂O;

– гидроксиды Al(OH)₃^;

Константа диссоциации

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия.

Ниже приводится выражение константы равновесия для процесса диссоциации уксусной кислоты CH₃COOH⇆CH₃COO^– + H⁺.

Константа равновесия, соответствующая процессу диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации.

Величина константы диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, температуры, но не зависит от концентрации электролита в растворе.

Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться на ионы: чем легче электролит диссоциирует на ионы, тем больше константа диссоциации.

Константа диссоциации является справочной величиной.