1. INFLUENŢA CONCENTRAŢIEI ASUPRA VITEZEI DE REACŢIE

Viteza de reacţie creşte odată cu creşterea concentraţiei reactanţilor.

Considerăm reacţia:

aA + bB  →  produşi

Viteza de reacţie este proporţională cu produsul concentraţiei reactanţilor:

V = k  [A]nA.[B] nB    – ecuaţia de viteză

V – viteza de reacţie  ( mol/ L.sec.);

k – constanta de viteză ( viteza reacţiei în care concentraţia reactanţilor este egală cu 1 mol / L );

nA  şi nB –  ordinele parţiale de reacţie în raport cu cei doi reactanţi;

nA + nB – ordinul total de reacţie;

 

Clasificarea reacţiilor după ordinul de reacţie

  • Reacţii de ordinul I.

A → produşi       V = k1[A]

Timpul de înjumătăţire  –  t ½   intervalul de timp în care reacţionează jumătate din cantitatea iniţială de substanţă .

t ½ = 0,693 / k 1

Timpul de înjumătăţire nu depinde de concentraţie.

Exemple  

–                      dezintegrările radioactive;

–                      deshidratarea  alcoolilor;

–                      dehidrogenarea hidrocarburilor;

–                      dehidrohalogenarea derivaţilor halogenaţi.

 

  • Reacţii de ordinul II.

A + B → produşi      V =  k 2[A].[B]

Daca  la reacţie participă molecule identice, atunci

[ A ] = [ B ] = c   iar  V = k 2 . c 2

Exemple:

I 2 +  H 2 ↔ 2 HI

2 N2 O 5 ↔ 4 NO 2  + O 2

–                      reacţiile de esterificare;

–                      reacţiile de hidroliză;

 

  • Reacţii de ordinul III :

3 A → produşi                V  =  k 3 [ A ] 3

2 A + B → produşi          V =  k 3 [A ] 2 .[ B ]

A + B + C → produşi       V = k 3 [ A ].[ B ].[C]

 

Molecularitatea: numărul de molecule care se ciocnesc simultan pentru a declanşa o reacţie chimică.

Este egală cu suma coeficienţilor stoechiometrici ai reacţiei.

Pentru reacţiile simple, care decurg într-o singură etapă, ordinul de reacţie  coincide cu molecularitatea.

Dacă unul dintre reactanţi este în exces, ordinul de reacţie diferă de molecularitate.

Concentraţia reactantului în exces se consideră constantă şi se include în valoarea constantei de viteză.

 

Exemplu

2 NO + O 2 = 2 NO 2  

Molecularitatea = 3;

Ordinul de reactie = 3

In exces de  NO, [NO ] = const.

V = k.[ O 2 ]    n = 1

In exces de O2, [O 2 ] = const.

V = k. [NO ] 2      n = 2

                    

2.  INFLUENŢA TEMPERATURII ASUPRA VITEZEI DE REACŢIE

Viteza de reacţie creşte odată cu creşterea temperaturii, deoarece creşte energia cinetică a moleculelor.

Un număr mai mare de molecule vor avea energia egală sau mai mare decât energia de activare a reacţiei; asfel, creşte numărul de ciocniri eficace dintre molecule.

 

3. NATURA   SOLVENTULUI

Mediul de reacţie poate modifica energia de activare precum şi ordinul de reacţie.

Fenomenul de solvatare (proces exoterm) micşorează energia de activare a reacţiei şi determină creşterea vitezei de reacţie.

 

4.  INFLUENŢA PRESIUNII ASUPRA VITEZEI DE REACŢIE

Se manifestă la reacţiile care au loc în fază gazoasă. Creşterea presiunii determină micşorarea volumului unui gaz şi, deci, creşterea concentraţiei.Viteza de reacţie creşte odată cu creştere presiunii.

 

        5.  NATURA REACTANŢILOR.

Dacă reactanţii sunt în stare gazoasă, lichidă sau în soluţie, viteza de reacţie este proporţională cu concentraţia.

In stare solidă substanţele reacţionează foarte lent.

Substanţele în stare atomică reacţionează cu viteză mult mai mare decât cele  în stare moleculară.

Exemplu:

2 AgCl + H 2 → Ag + 2 HCl ( t = 100 o C) (hidrogen molecular)

AgCl + H   → Ag + HCl    ( t < 0 o C) (hidrogen atomic)

Anunțuri