Раздел 5. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И КАТАЛИЗ.

Далеко не всегда термодинамически возможные реакции осуществляются в действительности. Это связано с тем, что в термодинамике нет параметра времени, поэтому она не дает ответ, как скоро наступит данное состояние. Определение условий, при которых термодинамически возможные реакции будут протекать с достаточной скоростью, составляет одну из основных задач химической кинетики. В кинетике вводится фактор времени, который в термодинамике не рассматривается.

Химическая кинетика - это учение о закономерности протекания химического процесса во времени или учение о механизмах и скорости протекания химических реакций.

Совокупность стадий, из которых складывается химическая реакция, называется механизмом или схемой химической реакции.

Скорость химической реакции.

Под скоростью химической реакции понимают изменение числа молей реагирующих веществ в единицу времени в единице объема.

Различают скорость среднюю (u ср ) и истинную (u ).

Средняя скорость - изменение концентрации реагирующих веществ за данный промежуток времени:

u ср = ± (n 2 – n 1) / V(t 2 - t 1) = ± Dn / V Δt = ± Δс / Δt.

Отношение Δс/Δt может быть как положительным, так и отрицательным. Скорость можно измерить, следя за уменьшением концентрации исходного соединения, тогда перед отношением ставим знак минус, так как скорость всегда величина положительная. Если скорость выражать через концентрацию получающего вещества, то знак плюс:

- Δс А / Δt= + Δс В /Δt.

Можно относить изменение концентрации к бесконечно малому промежутку времени (t 2 -t 1 → 0), определяя истинную скорость реакции в данный момент как производную от концентрации по времени (u = ±dс/dt).

- dс А /dt = + dс В /dt

Зависимость скорости реакции от концентрации.

Основным постулатом химической кинетики является закон действующих масс, установленный Гульдбергом и Ваге. Рассмотрим химическую реакцию:

m 1 A + m 2 B → m 3 C + m 4 D.

Уравнение, описывающее зависимость скорости химической реакции от концентрации компонентов реакционной смеси, называется кинетическим уравнением химической реакции.

Кинетическое уравнение рассматриваемой реакции:

u = kс А m 1 ´с B m 2 ,

где k - коэффициент пропорциональности (константа скорости).

Закон действующих масс:скорость химической реакции в каждый момент времени прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ к данному моменту времени в степенях, отвечающих стехиометрическим коэффициентам реакции (в простейшем случае).

В большинстве случаев рассчитывают не скорость, а константу скорости. Если с А = с В = 1 моль/л, то u = k.

Физический смысл константы скорости: константа скорости химической реакции численно равна скорости реакции при условии, что концентрации реагирующих веществ постоянны и равны единице. Константа скорости не зависит от концентрации, зависит от температуры, природы растворителя и от присутствия катализатора.

Все реакции являются кинетически двусторонними или кинетически обратимыми. Химическая реакция обратима, когда продукты реакции могут взаимодействовать между собой, образуя исходные вещества. Практически же обратная реакция может быть настолько медленной по сравнению с прямой, что с любой разумной точностью обратимостью реакции можно пренебречь и рассматривать реакцию как необратимую или одностороннюю. Строго говоря, обратимыми являются любые химические реакции:

m 1 A 4 +m 2 B « m 3 C+m 4 D

u = u 1 - u 2 = k 1 с А m 1 ´с B m 2 - k 2 с С m 3 ´с D m 4,

В момент химического равновесия u 1 = u 2 , т.е

k 1 с А m 1 ´с B m 2 = k 2 с С m 3 ´с D m 4,

К =k 1 / k 2 =с С m 3 ´с D m 4 / с А m 1 ´с B m 2

где К - константа химического равновесия, равная отношению константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции.

Классификация реакций по молекулярности и по порядку.

При изучении кинетики химические реакции различаются по молекулярности и по порядку.

Молекулярность реакции определяется числом молекул, участвующих одновременно в той стадии, которая определяет скорость всей реакции (самая медленная). По этому признаку реакции разделяют на моно-, би- и тримолекулярные. Реакций же более высокой молекулярности практически неизвестно, так как вероятность встречи четырех молекул ничтожно мала.

Порядок реакций определяется суммой показателей степеней при концентрациях в выражении закона действующих масс. Различают полный (общий) порядок реакции и частный (по каждому реагенту). Сумма показателей степеней, в которых концентрации всех исходных веществ входят в кинетическое уравнение, определяет общий порядок. Различают реакции нулевого, первого, второго, третьего и дробного порядков.

Совпадение молекулярности с порядком наблюдается только в простейших случаях, когда реакция протекает в одну стадию:

2NO + H 2 ↔ N 2 O + H 2 O,

общий порядок - 3, молекулярность - 3.

5.3.1. Уравнение односторонней реакции первого порядка .

Рассмотрим химическую реакцию: А → В.

u = kс = - dс/dt.

Разделим переменные: -dс/с = k dt, проинтегрируем

Lnс = kt + const,

если τ = 0 (начальный момент реакции), то cоnst = ln с 0 , т.е.

Ln с = kt - ln с 0 ,

ln с 0 - ln с = kt или ln с 0 /с = kt,

k = (1/t)´ ln с 0 /с.

Обозначим х - степень превращения исходного вещества: х = с 0 – с.

k = (1/t) ´ln с 0 /(с 0 - х),

размерность - [время -1 ].

Константа скорости реакции первого порядка не зависит от концентрации. Можно подставлять в полученное уравнение концентрации (моль/л), можно число молей. Вместо “с 0 ” и “(с 0 - х)” можно подставлять любые величины, пропорциональные концентрации (электропроводность, плотность, вязкость и др.).

Для характеристики скорости реакции первого порядка наряду с константой скорости часто пользуются величиной, называемой периодом полураспада.

Период полураспада (t 1/2) - промежуток времени, в течение которого реагирует половина взятого количества вещества:

t 1/2 = (1/k)´ ln с 0 /(с 0 - х), где х = 1/2с 0.

Получаем:

t 1/2 = ln2/k = 0,693/k.

Период полураспада не зависит от исходных концентраций, а зависит от константы скорости, т.е. он является характеристикой реакции первого порядка.

К реакциям первого порядка относятся реакции радиоактивного распада, изомеризации, большинство реакций гидролиза. При большом избытке одного из реагирующих веществ по сравнению с другими, его концентрация остается практически постоянной в течение реакции. В таком случае порядок реакции будет на единицу меньше, чем следовало бы ожидать по стехиометрическому уравнению.

Бимолекулярные реакции, у которых порядок реакции, вследствие избытка одного из реагентов понижается на единицу, называется псевдомолекулярными.

Пример, реакция гидролитического разложения сахара в разбавленном водном растворе (инверсия сахара):

C 12 H 22 O 11 + H 2 O ↔ C 12 H 22 O 11 + C 12 H 22 O 11

cахароза глюкоза фруктоза

u = k[сахароза]´,

u = k* [сахароза], где k* = k´.

Это пример реакции псевдопервого порядка.

Уравнение односторонней реакции второго порядка.

А + В → С + D

Пример: H 2 + J 2 = 2HJ;

2HJ = H 2 + J 2 ;

CH 3 COOC 2 H 5 + NaOH = CH 3 COONa + C 2 H 5 OH.

Dс/dt = kс 1 ´с 2

При с 1 = с 2 получаем: -dс/dt =kс 2 или -dс/ с 2 = k dt. Интегрируем:

1/с = kt + const.

При t = 0 → const = 1/с 0 .

1/с - 1/с 0 = kt или (с 0 – с)/с´с 0 = kt;

с 0 - с = x, где х – степень превращения; с = с 0 - x;

х /с 0 (с 0 - с) = kt;

k = (1/ t)´,

размерность - [время -1 ´концентрация -1 ].

Константа скорости реакции второго порядка зависит от размерности концентрации.

Период полураспада: t 1/2 = (1/ k) , где x = 1/2с 0 , тогда

t 1/2 = 1/ kс 0 .

Период полураспада зависит от начальной концентрации и не является характеристикой реакции второго порядка.

Уравнение реакции нулевого порядка.

Скорость химической реакции не зависит от концентрации реагирующих веществ (реакции на границе раздела фаз, лимитирующим является процесс диффузии):

Dс/dt = kс 0 ; или -dс = k dt.

Интегрируем, получаем: -с = kt + const.

При t = 0 → const = -с 0 . Получаем: -с = kt - с 0 ;

k = (c 0 - c) /t = x/t,

размерность - [концентрация ´время -1 ].

Период полураспада:

t 1/2 = c 0 /2k

Методы определения порядка реакции и константы скорости.

В кинетике реакций простых и сложных типов решаются главным образом следующие задачи:

1. Прямая задача: известен порядок реакции и ее константа скорости. Требуется найти концентрацию какого-либо из исходных веществ или продуктов реакции в определенный момент времени или найти время, за которое концентрация какого-либо из реагентов или продуктов реакции достигает определенного значения.

2. Обратная задача: получены экспериментальные данные по кинетике ранее не изученной реакции. Требуется определить порядок реакции и константу скорости.

Для определения порядка реакции необходимо иметь экспериментальные данные об изменении концентрации реагирующих веществ со временем:

1. Метод подбора уравнений.

Метод состоит в подстановке экспериментальных данных по концентрации веществ для каждого момента от начала реакции в кинетические уравнения различных порядков (этот прием ничего не дает, если порядок реакции превышает 3 или является дробным):

k = (с 0 - с) /t = x/t (нулевой порядок);

k = (1/t) lnс 0 /с (первый порядок);

k = (1/t) x /с 0 с (второй порядок).

Порядок реакции будет соответствовать тому уравнению кинетики, для которого при различных начальных концентрациях исходных веществ и в различные моменты времени при заданной температуре константа скорости будет величиной постоянной.

2. Графические интегральные методы.

нулевой порядок: первый порядок второй порядок

Рис. 5.1. Изменение концентрации во времени для реакций

различных порядков.

Находят такую функцию от концентрации, отложив которую на графике, в зависимости от времени, получают прямую линию (рис. 5.1.).

3. По периоду полупревращения.

По зависимости периода полупревращения от начальной концентрации:

нулевой порядок: t 1/2 = с 0 /2k;

первый порядок: t 1/2 = 0,693/ k;

второй порядок: t 1/2 = 1 / kс 0 .

В общем виде:

t 1/2 ≈ 1 /k с 0 n-1 .

Проводят опыты при двух различных начальных концентрациях (с 0)’ и (с 0)”:

(t 1/2) ’ = 1 /k (с 0) 1 n-1 (1)

(t 1/2)” = 1 /k (с 0) 2 n-1 (2)

Разделим (1) на (2):

(t 1/2) ’ / (t 1/2)” = (с 0) 2 n-1 / (с 0) 1 n-1 .

Прологарифмируем:

lg(t 1/2) ’ / (t 1/2)” = (n-1) ´ lg[(с 0) 2 /(с 0) 1 ],

n = 1 + / .

4. Дифференциальный метод (метод Вант-Гоффа).

Используют зависимость скорости реакции от концентрации при условии равенства концентраций всех исходных веществ (рис. 5.2.): u = kс n . Логарифмируем данное выражение: lgu = lgk + nlgс.

Рис. 5.2. Зависимость скорости реакции от концентрации.

5. Интегральный метод Вант-Гоффа (по зависимости скорости реакции от начальной концентрации в первые моменты времени - 10-15 с).

u = k (c 0 - x) n = k c 0 n ,

Так как в первый момент времени x ≈ 0.

Проводят опыт с различными начальными концентрациями.

u 1 = k c 1 n (1)

u 2 = k c 2 n (2)

Делим уравнение (1) на уравнение (2): u 1 / u 2 = (c 1 / c 2) n .

Логарифмируем:

n = (lgu 1 - lgu 2) / (lgс 1 -lgс 2),

где с 1 и с 2 берутся средними на исследуемом участке реакции, соответствующем Δt.

6. Метод изолирования Оствальда.

Запишем кинетическое уравнение реакции: u = kс A n 1 ´с B n 2 ´с с n 3 .

Увеличиваем концентрацию “В” и ”С” больше чем в 10 раз. Порядок по этим веществам будет нулевым, их концентрации не будут меняться. Определяем “n 1 ” одним из тех методов, которые были рассмотрены выше. Так же поступаем, определяя порядок реакции по веществам В и С, т.е. n 2 и n 3 .

· Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, но не зависит от значения

концентраций реагентов.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

· Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при

равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ.

Энергия активации химической реакции. Активные молекулы. Активированный комплекс.

· Энергия активации в химии - минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе (в химии

выражается в джоулях на моль), чтобы произошла реакция. Термин введён Сванте Августом Аррениусом в 1889. Типичное обозначение энергии реакции Ea.

В химической модели, известной как Теория активных соударений (ТАС), есть три условия, необходимых для того, чтобы произошла реакция:

- Молекулы должны столкнуться. Это важное условие, однако его не достаточно, так как при столкновении не обязательно произойдёт реакция.

- Молекулы должны обладать необходимой энергией (энергией активации). В процессе химической реакции взаимодействующие молекулы должны пройти через промежуточное состояние, которое может обладать большей энергией. То есть молекулы должны преодолеть энергетический барьер; если этого не произойдёт, реакция не начнётся.

Молекулы должны быть правильно ориентированы относительно друг друга.

При низкой (для определённой реакции) температуре большинство молекул обладают энергией меньшей, чем энергия активации, и неспособны преодолеть энергетический барьер. Однако в веществе всегда найдутся отдельные молекулы, энергия которых значительно выше средней. Даже при низких температурах большинство реакций продолжают идти. Увеличение температуры позволяет увеличить долю молекул, обладающих достаточной энергией, чтобы преодолеть энергетический барьер. Таким образом повышается скорость реакции.

· Активные радикалы , согласно одной из теорий старения организма, являются причиной старения. Они образуются как побочные

продукты различных химических реакций в организме и окисляют его. Поэтому от них скорее надо изьавляться. Один из способов - принимать антиоксиданты, Проблемой выпуска которых занимается фармацевтика. Так же эти активные частицы могут использоваться в качестве дезинфецирующих растворов

· Активированный комплекс , группировка атомов в решающий момент элементарного акта химической реакции. Понятием об

активированном комплексе широко пользуются в теории скоростей химических реакций.

Элементарный акт химической реакции осуществляется в момент столкновения реагирующих частиц. Увеличение кон­центрации реагентов соответствует увеличению числа частиц в объеме, что приводит к более частым их столкновениям, а сле­довательно, к увеличению скорости реакции. Количественная за­висимость скорости реакции от концентрации выражается ос­новным постулатом химической кинетики, называемым законом действующих масс.

Скорость простой гомогенной реакции при постоянной температуре пропорциональна произведению концентра­ций реагирующих веществ, возведенных в степени, чис­ленно равные их стехиометрическим коэффициентам.

где а и b - стехиометрические коэффициенты реагентов; с(А) и с(В) -молярные концентрации реагентов; k - константа скорости реакции.

Это выражение для скорости реакции является кинетиче­ским уравнением только для простой реакции.

Константа скорости реакции является индивидуальной ха­рактеристикой реакции. Значение константы скорости реакции зависит от природы реагирующих веществ, температуры систе­мы и наличия в ней катализатора. Значение k для данных ус­ловий реакции не зависит от концентрации реагентов, и поэто­му константа скорости остается неизменной в течение реакции и является ее фундаментальным кинетическим параметром.

Значение константы скорости реакции численно равно скорости реакции при концентрациях реагентов, равных 1 моль/л.

Определить константу скорости реакции можно только экс­периментальным путем, изучая кинетику этой реакции и со­ставляя ее кинетическое уравнение по полученным данным.

Кинетическое уравнение каждой реакции определяют экспе­риментально, так как его нельзя предсказать по виду химическо­го уравнения реакции. Поэтому вначале при постоянной темпе­ратуре экспериментально устанавливают зависимость скорости реакции от концентрации каждого реагента в отдельности, при этом концентрации всех других реагентов должны оставаться постоянными, что обеспечивается обычно большим их избытком в реакционной среде. Для определения концентрации интере­сующего реагента в любой момент времени используют методы: титрования (разд. 8.3.2), потенциометрии (разд. 25.6), кондуктометрии (разд. 24.5), хроматографии (разд. 26.7) или другие, вы­бирая из них такой, чтобы значение измеряемой с помощью этого метода характеристики четко зависело от концентрации данно­го реагента. По полученным экспериментальным данным состав­ляют кинетическое уравнение для изучаемой реакции:

где n А и n b - порядок реакции по реагентам А и В соответственно.

Порядок реакции по реагенту равен показателю сте­пени, в которую надо возвести концентрацию данного реагента в кинетическом уравнении сложной реакции, чтобы вычисленная по этому уравнению скорость была равна скорости, найденной экспериментально.

Таким образом, порядок реакции по реагенту является для дан­ной реакции кинетическим параметром, наряду с константой скорости.

Порядок реакции по реагенту не зависит от стехиометриче-ских коэффициентов в уравнении реакции, а определяется ее механизмом. Если значения порядка реакции по каждому реа­генту совпадают со стехиометрическими коэффициентами в хи­мическом уравнении реакции, то это обычно означает, что изу­чаемая реакция - простая.

Несоответствие между порядком реакции по реагенту и его стехиометрическим коэффициентом в уравнении реакции сви­детельствует о сложности и многостадийности данной реакции. Представление о механизме такой реакции можно составить, ес­ли предположить, что ее скорость в основном определяется ско­ростью наиболее медленной, т. е. лимитирующей, стадии. В этом случае кинетическое уравнение, полученное по эксперименталь­ным данным, прежде всего отражает протекание именно лими­тирующей стадии, а не всего процесса.

Рассмотрим реакцию термического распада оксида азота(V):

Однако экспериментальные данные показывают, что скорость этой реакции пропорциональна не второй, а первой степени кон­центрации оксида азота(V), и в действительности ее кинетиче­ское уравнение имеет вид:

Это позволяет предположить следующий механизм реакции, включающий две стадии, резко отличающиеся по скорости про­текания:

Рис. 5.2. Определение порядка реакции n А по компоненту А

Для экспериментального определения значений константы скорости реакции (k) и порядка реакции по реагенту А (n А) необходимо исследовать зависимость скорости этой реакции от кон­центрации реагента А при ус­ловии, что концентрации дру­гих реагентов в реакционной смеси будут настолько больши­ми, что практически не будут изменяться в ходе данного экс­перимента. Тогда кинетическое уравнение изучаемой реакции будет иметь вид:

После логарифмирования этого выражения получим уравнение

которое при графическом выражении имеет вид прямой линии, тангенс угла наклона которой к оси lg с(А) равен порядку ре­акции п А (рис. 5.2). Отрезок, отсекаемый этой прямой на оси lg у, когда lg с(А) = 0, дает значение lg k. Следовательно, при подобной обработке экспериментальных данных можно опреде­лить значения важнейших кинетических параметров реакции -порядка реакции по реагенту и константы скорости данной ре­акции.

Кинетические кривые изменения концентрации реагентов для двух последовательно протекающих реакций, когда констан­ты скорости реакций k1 и k2 не сильно отличаются друг от друга, имеют сложный вид (рис. 5.3). Кинетическая кривая А соответст­вует монотонному убыванию концентрации исходного вещества А.

Концентрация промежуточно­го вещества В проходит через максимум, так как вначале оно накапливается, а потом исчеза­ет. Высота этого максимума Сl;(В) и время его достижения (тl,) могут быть самыми разны­ми в зависимости от соотно­шения значений констант k1 и k 2 . Кривая D характеризует на­копление продукта реакции D.

Точный анализ кинетики подобных сложных реакций требует решения системы дифференциальных уравнений.

константа скорости реакции - – скорость химической реакции в условиях, когда произведение концентраций реагирующих веществ равно 1 моль/л. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин Константа скорости реакции – коэффициент пропорциональности в дифференциальном кинетическом… … Химические термины

константа скорости реакции - — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN reaction constant …

константа скорости реакции - reakcijos greičio konstanta statusas T sritis chemija apibrėžtis Reakcijos, kurios reaguojančiųjų medžiagų koncentracijos lygios vienetui, greitis. atitikmenys: angl. rate constant; reaction constant rus. константа скорости реакции; удельная… … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

константа скорости реакции - reakcijos spartos konstanta statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Reakcijos, kurios reaguojančių medžiagų koncentracijos yra lygios vienetui, sparta. atitikmenys: angl. reaction rate constant vok. Reaktionskonstante, f rus.… … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas

Химической реакции ее основная кинетическая характеристика; коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении, связывающем скорость реакции с концентрациями реагирующих веществ и их стехиометрическими коэффициентами. Для мономолекулярных… … Большой Энциклопедический словарь

константа скорости каталитической реакции - — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN catalytic coefficient … Справочник технического переводчика

Химическая реакции, её основная кинетическая характеристика; коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении, связывающем скорость реакции с концентрациями реагирующих веществ и их стехиометрическими коэффициентами. Для мономолекулярных… … Энциклопедический словарь

константа скорости химической реакции - изменение количества (концентрации) вещества, вступающего в реакцию или образующегося в ходе процесса, в единицу времени при данной температуре и концентрациях всех компонентов, равных единице: d[A]/dt =… … Энциклопедический словарь по металлургии

Хим. реакции, её основная кинетич. характеристика; коэф. пропорциональности в кинетич. ур нии, связывающем скорость реакции с концентрациями реагирующих в в и их стехиометрич. коэффициентами. Для мономолекулярных реакций К. с. имеет размерность с … Естествознание. Энциклопедический словарь

Относительные константы скорости реакции CH 3 I + Cl - в разных растворителях при 25 °С (по Паркеру) - Растворитель Относительная константа скорости CH3OH 1 HCONH2 12,5 HCONHCH3 … Химический справочник

Вопрос№3

От каких факторов зависит константа скорости химической реакции?

Константа скорости реакции (удельная скорость реакции ) - коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.

Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль /л.

Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, от присутствия в системе катализатора, но не зависит от их концентрации.

1. Температура. При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа) . При увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле: (t2 - t1) / 10 Vt2 / Vt1 = g (где Vt2 и Vt1 - скорости реакции при температурах t2 и t1 соответственно; g- температурный коэффициент данной реакции) . Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса: k = A e –Ea/RT где A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ; R - универсальная газовая постоянная ; Ea - энергия активации, т. е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению. Энергетическая диаграмма химической реакции. Экзотермическая реакция Эндотермическая реакция А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние) , С - продукты. Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры. 2. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях) , чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения. 3. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном агрегатном состоянии) , при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в различных агрегатных состояниях) . Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").

Вопрос№4

Сформулируйте и запишите закон действующих масс для реакции:

2 NO+O2=2NO2

ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС: скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. для реакции 2NO + O2 2NO2, закон действующих масс запишется так: v=kС2(NO)·С (O2), где k – константа скорости, зависящая от природы реагирующих веществ и температуры. Скорость в реакциях с участием твердых веществ определяется только концентрацией газов или растворенных веществ: С+О2=СО2, v =kCO2