Brzina hemijske reakcije zavisi od mnogih faktora, uključujući prirodu reaktanata, koncentraciju reaktanata, temperaturu i prisustvo katalizatora. Hajde da razmotrimo ove faktore.

1). Priroda reaktanata. Ako postoji interakcija između tvari s ionskom vezom, tada se reakcija odvija brže nego između tvari s kovalentnom vezom.

2.) Koncentracija reaktanata. Da bi se odigrala hemijska reakcija, molekuli reaktanata moraju se sudariti. Odnosno, molekule se moraju toliko približiti jedna drugoj da atomi jedne čestice iskuse djelovanje električnih polja druge čestice. Samo u tom slučaju bit će mogući prijelazi elektrona i odgovarajuća preraspodjela atoma, uslijed čega se formiraju molekule novih tvari. Dakle, brzina hemijske reakcije je proporcionalan broju sudara koji se dešavaju između molekula, a broj sudara je, zauzvrat, proporcionalan koncentraciji reaktanata. Na osnovu eksperimentalnog materijala, norveški naučnici Guldberg i Waage i, nezavisno od njih, ruski naučnik Beketov 1867. godine formulisali su osnovni zakon hemijske kinetike - zakon masovne akcije(ZDM): pri konstantnoj temperaturi, brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata na snagu njihovih stehiometrijskih koeficijenata. Za opšti slučaj:

zakon masovne akcije ima oblik:

Zakon djelovanja mase za datu reakciju se zove glavna kinetička jednačina reakcije. Uglavnom kinetička jednačina k je konstanta brzine reakcije, koja zavisi od prirode reaktanata i temperature.

Većina hemijskih reakcija je reverzibilna. U toku takvih reakcija, njihovi proizvodi, kako se akumuliraju, reaguju jedni s drugima i formiraju početne tvari:

Brzina reakcije naprijed:

Brzina povratna reakcija:

U trenutku ravnoteže:

Odavde će zakon o delujućim masama u stanju ravnoteže poprimiti oblik:

,

gdje je K konstanta ravnoteže reakcije.

3) Utjecaj temperature na brzinu reakcije. Brzina hemijskih reakcija se po pravilu povećava kada se temperatura prekorači. Razmotrimo ovo na primjeru interakcije vodika s kisikom.

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Na 20°C, brzina reakcije je skoro nula i bilo bi potrebno 54 milijarde godina da interakcija prođe za 15%. Na 500 0 C, potrebno je 50 minuta da se formira voda, a na 700 0 C reakcija se odvija trenutno.

Izražava se zavisnost brzine reakcije od temperature van't Hoffovo pravilo: s porastom temperature za 10 o brzina reakcije se povećava za 2 - 4 puta. Van't Hoffovo pravilo je napisano:

4) Utjecaj katalizatora. Brzinom hemijskih reakcija može se kontrolisati katalizatori- tvari koje mijenjaju brzinu reakcije i ostaju nepromijenjene nakon reakcije. Promjena brzine reakcije u prisustvu katalizatora naziva se kataliza. Razlikovati pozitivno(brzina reakcije se povećava) i negativan(stopa reakcije se smanjuje) kataliza. Ponekad se katalizator formira tokom reakcije, takvi procesi se nazivaju autokatalitički. Razlikovati homogenu i heterogenu katalizu.

At homogena U katalizi, katalizator i reaktanti su u istoj fazi. Na primjer:

At heterogena kataliza, katalizator i reaktanti su unutra različite faze. Na primjer:

Heterogena kataliza je povezana sa enzimskim procesima. Sve hemijske procese koji se odvijaju u živim organizmima kataliziraju enzimi, koji su proteini s određenim specijaliziranim funkcijama. U rastvorima u kojima se odvijaju enzimski procesi ne postoji tipična heterogena sredina, zbog odsustva jasno definisane međufazne površine. Takvi procesi se nazivaju mikroheterogena kataliza.

Brzina hemijske reakcije

Brzina hemijske reakcije- promjena količine jedne od reagujućih supstanci po jedinici vremena u jedinici reakcionog prostora. Is ključni koncept hemijska kinetika. Brzina kemijske reakcije je uvijek pozitivna, stoga, ako je određena početnom tvari (čija koncentracija opada tijekom reakcije), tada se rezultirajuća vrijednost množi sa -1.

Na primjer za reakciju:

izraz za brzinu će izgledati ovako:

. Brzina hemijske reakcije u svakom trenutku proporcionalna je koncentracijama reaktanata, podignutim na stepene jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima.

Za elementarne reakcije, eksponent pri vrijednosti koncentracije svake supstance često je jednak njenom stehiometrijskom koeficijentu, za složene reakcije ovo pravilo se ne poštuje. Pored koncentracije, na brzinu hemijske reakcije utiču i sledeći faktori:

• priroda reaktanata,
• prisustvo katalizatora
• temperatura (van't Hoffovo pravilo),
• pritisak,
• površine reaktanata.

Ako uzmemo u obzir najjednostavniju hemijsku reakciju A + B → C, onda to primjećujemo instant brzina hemijske reakcije nije konstantna.

Književnost

• Kubasov A. A. Kemijska kinetika i kataliza.
• Prigogine I., Defay R. Hemijska termodinamika. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 str.
• Yablonsky G. S., Bykov V. I., Gorban A. N., Kinetički modeli katalitičkih reakcija, Novosibirsk: Nauka (Sibirski ogranak), 1983.- 255 str.

Wikimedia fondacija. 2010 .

• Velški dijalekti engleskog jezika
• Saw (filmska serija)

Pogledajte koja je "Brzina hemijske reakcije" u drugim rječnicima:

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE- osnovni koncept hemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina kemijske reakcije mjeri se promjenom broja molova izreagirane tvari (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promjenom koncentracije bilo koje od polaznih tvari... Veliki enciklopedijski rječnik

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE- osnovni koncept hem. kinetika, izražavajući odnos količine reagovane supstance (u molovima) i dužine vremena tokom kojeg je došlo do interakcije. Budući da se koncentracije reaktanata mijenjaju tokom interakcije, brzina je obično ... Velika politehnička enciklopedija

brzina hemijske reakcije- vrijednost koja karakterizira intenzitet kemijske reakcije. Brzina formiranja produkta reakcije je količina ovog proizvoda kao rezultat reakcije po jedinici vremena po jedinici volumena (ako je reakcija homogena) ili po ... ...

brzina hemijske reakcije- osnovni koncept hemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina kemijske reakcije mjeri se promjenom broja molova izreagirane tvari (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promjenom koncentracije bilo koje od polaznih tvari... enciklopedijski rječnik

Brzina hemijske reakcije- vrijednost koja karakterizira intenzitet kemijske reakcije (vidi Hemijske reakcije). Brzina formiranja produkta reakcije je količina ovog produkta koja nastaje reakcijom po jedinici vremena u jedinici volumena (ako ... ...

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE- glavni koncept hem. kinetika. Za jednostavne homogene reakcije S. x. R. mjereno promjenom broja molova reagovanog u va (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promjenom koncentracije bilo kojeg od početnih in ili reakcijskih proizvoda (ako je volumen sistema ...

MEHANIZAM HEMIJSKE REAKCIJE- Za složene reakcije koje se sastoje od nekoliko. faze (jednostavne, ili elementarne reakcije), mehanizam je skup faza, kao rezultat kojih se početni u va pretvaraju u produkte. Intermedijer u vama u ovim reakcijama može djelovati kao molekule, ... ... Prirodna nauka. enciklopedijski rječnik

Reakcije nukleofilne supstitucije- (engleski nukleofilna supstitucijska reakcija) supstitucijske reakcije u kojima se napad izvodi nukleofilnim reagensom koji nosi lone elektronski par. Odlazeća grupa u reakcijama nukleofilne supstitucije naziva se nukleofuga. Sve ... Wikipedia

Hemijske reakcije- transformacija jedne supstance u drugu, različitu od originala hemijski sastav ili zgrada. Ukupan broj atoma svakog elementa, kao i njih samih hemijski elementi, sastavne supstance, ostaju u R. x. nepromijenjen; ovaj R. x ... Velika sovjetska enciklopedija

brzina crtanja - linijska brzina kretanje metala na izlazu iz kalupa, m/s. Na modernim mašinama za crtanje brzina izvlačenja dostiže 50-80 m/s. Međutim, čak i tokom izvlačenja žice, brzina u pravilu ne prelazi 30-40 m/s. U… … Enciklopedijski rečnik metalurgije

Osnovni koncepti koji se proučavaju:

Brzina hemijskih reakcija

Molarna koncentracija

Kinetika

Homogene i heterogene reakcije

Faktori koji utiču na brzinu hemijskih reakcija

katalizator, inhibitor

Kataliza

reverzibilno i ireverzibilne reakcije

Hemijska ravnoteža

Hemijske reakcije su reakcije u kojima se iz jedne tvari dobivaju druge tvari (nove tvari nastaju iz izvornih tvari). Neke hemijske reakcije odvijaju se u delićima sekunde (eksplozija), dok druge traju minute, dane, godine, decenije itd.

Na primjer: reakcija gorenja baruta nastaje momentalno paljenjem i eksplozijom, a reakcija potamnjenja srebra ili hrđe željeza (korozija) teče tako sporo da je moguće pratiti njen rezultat tek nakon dužeg vremena.

Za karakterizaciju brzine hemijske reakcije koristi se koncept brzine hemijske reakcije - υ.

Brzina hemijske reakcije je promjena koncentracije jednog od reaktanata reakcije u jedinici vremena.

Formula za izračunavanje brzine hemijske reakcije je:

υ =	od 2 do 1	=	∆ s
t2 – t1	∆t

c 1 - molarna koncentracija supstance u početni trenutak vrijeme t 1

c 2 - molarna koncentracija supstance u početnom trenutku t 2

budući da brzinu hemijske reakcije karakteriše promena molarna koncentracija reaktanti (početne supstance), zatim t 2 > t 1 i c 2 > c 1 (koncentracija polaznih supstanci opada kako reakcija teče).

Molarna koncentracija (s) je količina supstance po jedinici zapremine. Jedinica mjerenja molarne koncentracije je [mol/l].

Grana hemije koja proučava brzinu hemijskih reakcija naziva se hemijska kinetika . Poznavajući njegove zakone, čovjek može upravljati hemijski procesi podesite ih na određenu brzinu.

Prilikom izračunavanja brzine kemijske reakcije, mora se imati na umu da se reakcije dijele na homogene i heterogene.

Homogene reakcije- reakcije koje se dešavaju u istom okruženju (tj. reaktanti su u istom agregacijskom stanju; na primjer: plin + plin, tekućina + tekućina).

heterogene reakcije- to su reakcije koje se odvijaju između supstanci u nehomogenom mediju (postoji međufazna sučelja, tj. tvari koje reaguju su u različitom agregacijskom stanju; na primer: gas + tečnost, tečnost + čvrsta supstanca).

Gornja formula za izračunavanje brzine kemijske reakcije vrijedi samo za homogene reakcije. Ako je reakcija heterogena, onda se može odvijati samo na međudjelu između reaktanata.

Za heterogenu reakciju, brzina se izračunava po formuli:

∆ν - promjena količine supstance

S je područje interfejsa

∆ t je vremenski interval tokom kojeg se reakcija odvijala

Brzina hemijskih reakcija zavisi od različitih faktora: prirode reaktanata, koncentracije supstanci, temperature, katalizatora ili inhibitora.

Ovisnost brzine reakcije o prirodi reaktanata.

Hajde da pogledamo ovu zavisnost brzina reakcije na primer: stavimo u dve epruvete, koje sadrže istu količinu rastvora hlorovodonične kiseline (HCl), metalne granule iste površine: u prvu epruvetu granulu gvožđa (Fe), au drugu - magnezijum (Mg) granule. Kao rezultat posmatranja, prema brzini evolucije vodonika (H 2), može se vidjeti da magnezijum reaguje sa hlorovodoničnom kiselinom najvećom brzinom od željeza. Na brzinu ove hemijske reakcije utiče priroda metala (tj. magnezijum je više hemijski aktivni metal nego gvožđe, pa stoga snažnije reaguje sa kiselinom).

Ovisnost brzine kemijskih reakcija o koncentraciji reaktanata.

Što je veća koncentracija reagirajuće (početne) tvari, to se reakcija odvija brže. Suprotno tome, što je niža koncentracija reaktanta, to je reakcija sporija.

Na primjer: u jednu epruvetu ćemo sipati koncentriranu otopinu hlorovodonične kiseline (HCl), a u drugu razrijeđenu otopinu hlorovodonične kiseline. U obje epruvete stavljamo granulu cinka (Zn). Uočavamo, brzinom evolucije vodonika, da će reakcija ići brže u prvoj epruveti, jer koncentracija hlorovodonične kiseline u njoj je veća nego u drugoj epruveti.

Da bi se odredila zavisnost brzine hemijske reakcije, zakon djelovanja (djelujućih) masa : brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata, uzetih u snagama koje su jednake njihovim koeficijentima.

Na primjer, za reakciju koja se odvija prema shemi: nA + mB → D , brzina hemijske reakcije određena je formulom:

υ ch.r. = k C (A) n C (B) m , gdje

υ x.r - brzina hemijske reakcije

C(A)- ALI

ŽIVOTOPIS) - molarna koncentracija supstance AT

n i m - njihovi koeficijenti

k- konstanta brzine hemijske reakcije (referentna vrijednost).

Zakon djelovanja mase ne primjenjuje se na supstance u čvrsto stanje, jer njihova koncentracija je konstantna (zbog činjenice da reaguju samo na površini, koja ostaje nepromijenjena).

Na primjer: za reakciju 2 Cu + O 2 \u003d 2 CuO brzina reakcije je određena formulom:

υ ch.r. \u003d k C (O 2)

PROBLEM: Konstanta brzine reakcije 2A + B = D je 0,005. izračunajte brzinu reakcije pri molarnoj koncentraciji tvari A = 0,6 mol / l, tvari B = 0,8 mol / l.

Ovisnost brzine kemijske reakcije o temperaturi.

Ova zavisnost je određena van't Hoffovo pravilo (1884): s povećanjem temperature za svakih 10 ° C, brzina kemijske reakcije se povećava u prosjeku 2-4 puta.

Dakle, interakcija vodonika (H 2) i kiseonika (O 2) gotovo da se ne dešava na sobnoj temperaturi, pa je brzina ove hemijske reakcije tako niska. Ali na temperaturi od 500 C ova reakcija se odvija za 50 minuta, a na temperaturi od 700 C oko - gotovo trenutno.

Formula za izračunavanje brzine hemijske reakcije prema van't Hoffovom pravilu:

gdje su: υ t 1 i υ t 2 brzine hemijskih reakcija pri t 2 i t 1

γ – temperaturni koeficijent, koji pokazuje koliko se puta povećava brzina reakcije s porastom temperature za 10°C.

Promjena brzine reakcije:

2. Zamijenite podatke iz iskaza problema u formulu:

Ovisnost brzine reakcije o posebnim tvarima - katalizatorima i inhibitorima.

Katalizator Supstanca koja povećava brzinu hemijske reakcije, ali sama u njoj ne učestvuje.

Inhibitor Supstanca koja usporava hemijsku reakciju, ali ne učestvuje u njoj.

Primer: u epruvetu sa rastvorom 3% vodonik peroksida (H 2 O 2), koja se zagreva, dodajmo iver koji tinja - neće upaliti, jer brzina reakcije razgradnje vodikovog peroksida na vodu (H 2 O) i kisik (O 2) je vrlo niska, a nastali kisik nije dovoljan da se izvrši kvalitativna reakcija za kiseonik (podrška sagorevanju). Sada dodajmo malo crnog praha mangan (IV) oksida (MnO 2) u epruvetu i vidjet ćemo da je počela brza evolucija mjehurića plina (kiseonika), a tinjajuća baklja unesena u epruvetu blista. MnO 2 je katalizator za ovu reakciju, ubrzao je brzinu reakcije, ali sam nije sudjelovao u njoj (to se može dokazati vaganjem katalizatora prije i poslije reakcije - njegova masa se neće promijeniti).

Fizička hemija: bilješke sa predavanja Berezovčuk A V

2. Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije

Za homogene, heterogene reakcije:

1) koncentracija reagujućih supstanci;

2) temperatura;

3) katalizator;

4) inhibitor.

Samo za heterogene:

1) brzina dovoda reaktanata na interfejs;

2) površina.

Glavni faktor - priroda reagujućih supstanci - priroda veze između atoma u molekulima reagensa.

NO 2 - azot oksid (IV) - lisičji rep, CO - ugljen monoksid, ugljen monoksid.

Ako se oksidiraju kisikom, tada će u prvom slučaju reakcija ići odmah, vrijedi otvoriti čep posude, u drugom slučaju se reakcija produžava u vremenu.

Koncentracija reaktanata će biti razmotrena u nastavku.

Plava opalescencija označava trenutak taloženja sumpora, što je veća koncentracija, to je veća brzina.

Rice. deset

Što je veća koncentracija Na 2 S 2 O 3, to je manje vremena potrebno za reakciju. Na grafikonu (sl. 10) je prikazan direktno proporcionalna zavisnost. Kvantitativna ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata izražena je MMA (zakon djelovanja mase), koji glasi: brzina kemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata.

dakle, osnovni zakon kinetike je eksperimentalno utvrđen zakon: brzina reakcije je proporcionalna koncentraciji reaktanata, na primjer: (tj. za reakciju)

Za ovu reakciju H 2 + J 2 = 2HJ - brzina se može izraziti u smislu promjene koncentracije bilo koje od tvari. Ako se reakcija odvija s lijeva na desno, tada će se koncentracija H 2 i J 2 smanjiti, a koncentracija HJ će se povećavati u toku reakcije. Za trenutnu brzinu reakcije se mogu napisati kao:

uglaste zagrade označavaju koncentraciju.

fizičko značenje k– molekuli su u neprekidnom kretanju, sudaraju se, raspršuju se, udaraju o zidove posude. Da bi došlo do hemijske reakcije stvaranja HJ, molekuli H 2 i J 2 moraju se sudariti. Broj ovakvih sudara će biti veći, što je više molekula H 2 i J 2 sadržano u zapremini, tj. veće će biti vrednosti [N 2 ] i . Ali molekuli se kreću različitim brzinama, i ukupno kinetička energija dva molekula u sudaru će biti različita. Ako se najbrže molekule H 2 i J 2 sudare, njihova energija može biti toliko visoka da se molekule raspadnu na atome joda i vodika, koji se razlijeću i zatim stupaju u interakciju s drugim molekulama H 2 + J 2 ? 2H+2J, zatim H + J 2 ? HJ + J. Ako je energija sudarajućih molekula manja, ali dovoljno visoka da oslabi H - H i J - J veze, doći će do reakcije stvaranja jodovodika:

Za većinu sudarajućih molekula, energija je manja nego što je potrebno za slabljenje veza u H 2 i J 2 . Takvi se molekuli "tiho" sudaraju i također "tiho" raspršuju, ostajući ono što su bili, H 2 i J 2 . Dakle, ne svi, već samo dio sudara dovode do kemijske reakcije. Koeficijent proporcionalnosti (k) pokazuje broj efektivnih sudara koji dovode do reakcije pri koncentracijama [H 2 ] = = 1 mol. Vrijednost k–konstantna brzina. Kako brzina može biti konstantna? Da, uniforma za brzinu pravolinijsko kretanje naziva se konstantna vektorska veličina jednaka omjeru pomaka tijela za bilo koji vremenski period i vrijednosti ovog intervala. Ali molekuli se kreću nasumično, pa kako brzina može biti konstantna? Ali konstantna brzina može biti samo na konstantnoj temperaturi. Kako temperatura raste, raste udio brzih molekula čiji sudari dovode do reakcije, odnosno konstanta brzine raste. Ali povećanje konstante brzine nije neograničeno. Na određenoj temperaturi, energija molekula će postati toliko velika da će skoro svi sudari reaktanata biti efikasni. Kada se dva brza molekula sudare, doći će do obrnute reakcije.

Doći će trenutak kada će brzine formiranja 2HJ iz H 2 i J 2 i raspadanja biti jednake, ali ovo je već hemijska ravnoteža. Ovisnost brzine reakcije o koncentraciji reaktanata može se pratiti upotrebom tradicionalne reakcije interakcije otopine natrijevog tiosulfata s otopinom sumporne kiseline.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3, (1)

H 2 S 2 O 3 \u003d S? + H 2 O + SO 2?. (2)

Reakcija (1) se odvija gotovo trenutno. Brzina reakcije (2) pri konstantnoj temperaturi ovisi o koncentraciji reaktanta H 2 S 2 O 3 . Upravo smo ovu reakciju uočili - u ovom slučaju, brzina se mjeri vremenom od početka izlijevanja otopina do pojave opalescencije. U članku L. M. Kuznjecova opisana je reakcija interakcije natrijevog tiosulfata sa hlorovodoničnom kiselinom. Ona piše da kada se rastvori dreniraju, dolazi do opalescencije (zamućenja). Ali ova izjava L. M. Kuznjecove je pogrešna, jer su opalescencija i zamućenje različite stvari. Opalescencija (od opal i latinski escentia- sufiks koji znači slabo djelovanje) - raspršivanje svjetlosti zamućenim medijima zbog njihove optičke nehomogenosti. rasipanje svetlosti- odstupanje svjetlosnih zraka koje se šire u mediju u svim smjerovima od prvobitnog smjera. koloidne čestice mogu raspršiti svjetlost (Tyndall-Faradayev efekat) - ovo objašnjava opalescenciju, blagu zamućenost koloidne otopine. Prilikom izvođenja ovog eksperimenta potrebno je uzeti u obzir plavu opalescenciju, a zatim i koagulaciju koloidne suspenzije sumpora. Ista gustoća suspenzije je zabilježena po prividnom nestanku bilo kojeg uzorka (na primjer, rešetke na dnu čaše), promatranog odozgo kroz sloj otopine. Vrijeme se broji štopericom od trenutka pražnjenja.

Rastvori Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O i H 2 SO 4.

Prvi se priprema otapanjem 7,5 g soli u 100 ml H 2 O, što odgovara koncentraciji od 0,3 M. Za pripremu rastvora H 2 SO 4 iste koncentracije potrebno je izmeriti 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 i rastvorite u 120 ml H 2 O. Pripremljeni rastvor Na 2 S 2 O 3 sipajte u tri čaše: u prvoj - 60 ml, u drugoj - 30 ml, u trećoj - 10 ml. U drugu čašu dodajte 30 ml destilirane H 2 O, a u treću 50 ml. Dakle, u sve tri čaše će biti 60 ml tečnosti, ali u prvoj je koncentracija soli uslovno = 1, u drugoj - ½, au trećoj - 1/6. Nakon što su rastvori pripremljeni, u prvu čašu sa rastvorom soli sipajte 60 ml rastvora H 2 SO 4 i uključite štopericu itd. S obzirom da se brzina reakcije smanjuje razblaživanjem rastvora Na 2 S 2 O 3, može se odrediti kao vrijednost obrnuto proporcionalna vremenu v= jedan/? i napravite graf tako što ćete ucrtati koncentraciju na apscisu i brzinu reakcije na ordinatu. Iz ovog zaključka - brzina reakcije ovisi o koncentraciji tvari. Dobijeni podaci su navedeni u tabeli 3. Ovaj eksperiment se može izvesti pomoću birete, ali za to je potreban izvođač odlična praksa jer je raspored pogrešan.

Tabela 3

Brzina i vrijeme reakcije

Potvrđen je Guldberg-Waage zakon - profesor hemije Gulderg i mladi naučnik Waage).

Razmislite sledeći faktor– temperatura.

Kako temperatura raste, brzina većine hemijskih reakcija se povećava. Ovu ovisnost opisuje van't Hoffovo pravilo: "Kada temperatura poraste za svakih 10°C, brzina kemijskih reakcija se povećava 2-4 puta."

gdje ? – temperaturni koeficijent, koji pokazuje koliko puta se brzina reakcije povećava s povećanjem temperature za 10 ° C;

v 1 - brzina reakcije na temperaturi t 1 ;

v 2 - brzina reakcije na temperaturi t2.

Na primjer, reakcija na 50 °C teče za dvije minute, koliko dugo će se proces završiti na 70 °C ako je temperaturni koeficijent ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 min; t 1 = 50 °S; t 2 = 70 °C.

Čak i neznatno povećanje temperature uzrokuje naglo povećanje brzine reakcije aktivnih molekularnih sudara. Prema teoriji aktivacije, u procesu učestvuju samo oni molekuli čija je energija veća od srednja energija molekula u određenoj količini. Ovaj višak energije je energija aktivacije. Njegovo fizičko značenje je energija koja je neophodna za aktivni sudar molekula (preuređenje orbitala). Broj aktivnih čestica, a time i brzina reakcije, raste s temperaturom prema eksponencijalnom zakonu, prema Arrheniusovoj jednadžbi, koja odražava ovisnost konstante brzine o temperaturi

gdje ALI - Arrhenius faktor proporcionalnosti;

k– Boltzmannova konstanta;

E A - energija aktivacije;

R- gasna konstanta;

T- temperatura.

Katalizator je tvar koja ubrzava brzinu reakcije, ali se sama ne troši.

Kataliza- fenomen promjene brzine reakcije u prisustvu katalizatora. Razlikovati homogenu i heterogenu katalizu. Homogene- ako su reaktanti i katalizator u istom agregacijskom stanju. Heterogena– ako su reagensi i katalizator različiti agregatna stanja. O katalizi vidjeti odvojeno (dalje).

Inhibitor Supstanca koja usporava brzinu reakcije.

Sljedeći faktor je površina. Što je veća površina reaktanta, veća je i brzina. Razmotrimo, na primjer, utjecaj stepena disperznosti na brzinu reakcije.

CaCO 3 - mermer. Spuštamo popločani mramor u hlorovodonične kiseline HCl, pričekajte pet minuta, potpuno će se otopiti.

Mramor u prahu - uradićemo isti postupak sa njim, rastvorio se za trideset sekundi.

Jednačina za oba procesa je ista.

CaCO 3 (tv) + HCl (g) \u003d CaCl 2 (tv) + H 2 O (l) + CO 2 (g) ?.

Dakle, prilikom dodavanja mermera u prahu vreme je kraće nego kod dodavanja mermera za pločice, sa istom masom.

Sa povećanjem granice između faza, brzina heterogenih reakcija se povećava.

Iz knjige Fizička hemija: Bilješke s predavanja autor Berezovchuk A V

2. Jednačina izoterme hemijske reakcije Ako se reakcija odvija reverzibilno, onda? G= 0. 0 i možete izračunati promjenu?G. gdje? - reakcija run - vrijednost koja pokazuje koliko se molova promijenilo tokom reakcije. I cn - karakteriše

Iz knjige najnovija knjigačinjenice. Tom 3 [Fizika, hemija i tehnologija. Istorija i arheologija. razno] autor Kondrašov Anatolij Pavlovič

3. Jednadžbe izohore, izobare hemijske reakcije Ovisnost K o temperaturi Jednačina izobara: Jednačina izohore: Procjenjuju smjer strujanja

Iz knjige Neutrino - sablasna čestica atoma autor Asimov Isaac

1. Koncept hemijske kinetike Kinetika je nauka o brzinama hemijskih reakcija Brzina hemijske reakcije je broj elementarnih radnji hemijska interakcija protok u jedinici vremena po jedinici zapremine (homogeno) ili po jedinici površine

Iz knjige Atomska energija u vojne svrhe autor Smith Henry Dewolf

8. Faktori koji utiču na prenapon vodonika. Prenapon kiseonika Faktori koji utiču na ?H2:1) ?struja (gustina struje). Ovisnost o gustoći struje opisuje se Tafelovom jednačinom; 2) priroda materijala katode je niz u rastućem redoslijedu?,? - prenapon. U Tafelovoj jednačini

Iz knjige Kurs istorije fizike autor Stepanovič Kudryavtsev Pavel

Iz knjige Šta je teorija relativnosti autor Landau Lev Davidovich

Nuklearne reakcije i električni naboj Kada su fizičari 1990-ih počeli jasnije razumjeti strukturu atoma, otkrili su da barem neki od njegovih dijelova nose električni naboj. Na primjer, punjenje elektronima vanjske oblasti atom,

Iz knjige Fizika na svakom koraku autor Perelman Jakov Isidorovič

NUKLEARNE REAKCIJE METODE NUKLEARNOG BOMBARĐIVANJA1.40. Cockcroft i Walton su proizveli protone dovoljno visoke energije jonizacijom vodikovog plina, a zatim ubrzavanjem jona u visokonaponskom postrojenju s transformatorom i ispravljačem. Slična metoda može

Iz knjige 50 godina sovjetske fizike autor Leshkovtsev Vladimir Aleksejevič

PROBLEM LANAČNE REAKCIJE 2.3. Princip rada atomske bombe ili elektrana korištenje fisije uranijuma je prilično jednostavno. Ako jedan neutron izazove fisiju, što rezultira oslobađanjem nekoliko novih neutrona, tada broj fisija može izuzetno brzo

Iz knjige The New Mind of the King [O kompjuterima, razmišljanju i zakonima fizike] autor Penrose Roger

PROIZVODI REAKCIJE I PROBLEM SEPARACIJE 8.16. U fabrici u Hanfordu, proces proizvodnje plutonijuma je podeljen na dva glavna dela: stvarna proizvodnja plutonijuma u kotlu i odvajanje od uranijumskih blokova u kojima se formira. Pređimo na drugi dio procesa.

Iz knjige Na koga je jabuka pala autor Kesselman Vladimir Samuilovich

FAKTORI KOJI UTIČU NA SEPARACIJU IZOTOPA 9.2. Po definiciji, izotopi elementa se razlikuju po svojim masama, ali ne hemijska svojstva. Tačnije, iako su mase jezgara izotopa i njihova struktura različite, naboji jezgara su isti, a samim tim i vanjski elektronske školjke

Iz knjige autora

Implementacija lančana reakcija nuklearna fisija Sada se svom snagom postavilo pitanje lančane reakcije fisije i mogućnosti dobivanja destruktivne eksplozivne energije fisije. Ovo pitanje je bilo kobno isprepleteno s pokrenutim svjetskim ratom Nacistička Njemačka 1. septembar

Iz knjige autora

A brzina je relativna! Iz principa relativnosti kretanja slijedi šta govoriti o pravolinijskom i ravnomerno kretanje tijela s određenom brzinom, bez preciziranja u kojoj laboratoriji u mirovanju se mjeri brzina, ima tako malo smisla kao reći

Iz knjige autora

Brzina zvuka Jeste li ikada gledali drvosječu kako seče drvo iz daljine? Ili ste možda gledali stolara kako radi u daljini i zabija eksere? Možda ste veoma primetili čudna stvar: udarac se ne zadaje kada sekira udari u drvo ili

Iz knjige autora

KONTROLOVANE TERMONUKLEARNE REAKCIJE Nekontrolisane termonuklearne reakcije se javljaju tokom eksplozija hidrogenske bombe. One dovode do oslobađanja ogromne količine nuklearne energije, praćene izuzetno destruktivnom eksplozijom. Sada je zadatak naučnika da pronađu načine

Iz knjige autora

Iz knjige autora

U labirintima fisije Nemački naučnici Otto Hahn i Fritz Strassmann (1902–1980) su 1938. godine došli do neverovatnog otkrića. Otkrili su da bombardiranje uranijuma neutronima ponekad proizvodi jezgra otprilike dvostruko lakša od originalne jezgre uranijuma. Dalje

Brzina hemijske reakcije podrazumeva se kao promena koncentracije jedne od reagujućih supstanci u jedinici vremena sa konstantnom zapreminom sistema.

Obično se koncentracija izražava u mol/L, a vrijeme u sekundama ili minutama. Ako je, na primjer, početna koncentracija jednog od reaktanata bila 1 mol/l, a nakon 4 s od početka reakcije postala je 0,6 mol/l, tada prosječna brzina reakcija će biti jednaka (1-0,6) / 4 \u003d 0,1 mol / (l * s).

Prosječna brzina reakcije se izračunava po formuli:

Brzina hemijske reakcije zavisi od:

Priroda reaktanata.

Tvari s polarnom vezom u otopinama interaguju brže, to je zbog činjenice da takve tvari u otopinama stvaraju ione koji lako međusobno djeluju.

Supstance sa nepolarnim i niskopolarnim kovalentnim vezama reaguju sa različita brzina, zavisi od njihove hemijske aktivnosti.

H 2 + F 2 = 2HF (ide veoma brzo sa eksplozijom na sobnoj temperaturi)

H 2 + Br 2 \u003d 2HBr (ide polako, čak i kada se zagrije)

Površinske kontaktne vrijednosti reaktanata (za heterogene)

Koncentracije reaktanata

Brzina reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata podignutih na stepen njihovih stehiometrijskih koeficijenata.

Temperature

Ovisnost brzine reakcije od temperature određena je van't Hoffovim pravilom:

sa porastom temperature na svakih 10 0 stopa većine reakcija se povećava za 2-4 puta.

Prisustvo katalizatora

Katalizatori su tvari koje mijenjaju brzinu kemijskih reakcija.

Promjena brzine reakcije u prisustvu katalizatora naziva se kataliza.

Pritisak

Sa povećanjem pritiska, brzina reakcije se povećava (za homogene)

Pitanje broj 26. Zakon o masovnoj akciji. Konstantna brzina. Energija aktivacije.

Zakon o masovnoj akciji.

brzina kojom tvari međusobno reagiraju ovisi o njihovoj koncentraciji

Konstantna brzina.

koeficijent proporcionalnosti u kinetičkoj jednadžbi hemijske reakcije, koji izražava zavisnost brzine reakcije od koncentracije

Konstanta brzine ovisi o prirodi reaktanata i o temperaturi, ali ne ovisi o njihovoj koncentraciji.

Energija aktivacije.

energija koja se mora prenijeti na molekule (čestice) reagujućih supstanci da bi se one pretvorile u aktivne

Energija aktivacije ovisi o prirodi reaktanata i promjenama u prisustvu katalizatora.

Povećanje koncentracije se povećava ukupan broj molekule i, shodno tome, aktivne čestice.

Pitanje broj 27. Reverzibilne i ireverzibilne reakcije. Hemijska ravnoteža, konstanta ravnoteže. Le Chatelierov princip.

Reakcije koje se odvijaju samo u jednom smjeru i završavaju potpunom transformacijom polaznih materijala u konačne, nazivaju se nepovratnim.

Reverzibilne reakcije su one koje se istovremeno odvijaju u dva međusobno suprotna smjera.

U jednadžbi reverzibilnih reakcija, dvije strelice su postavljene između lijeve i desne strane, koje pokazuju na suprotne strane. Primjer takve reakcije je sinteza amonijaka iz vodika i dušika:

3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3

Ireverzibilne su takve reakcije, tokom kojih:

Rezultirajući proizvodi se talože ili oslobađaju kao plin, na primjer:

BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl

Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O

Formiranje vode:

HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

Reverzibilne reakcije ne dolaze do kraja i završavaju se uspostavljanjem hemijska ravnoteža.

Hemijska ravnoteža je stanje sistema reagujućih supstanci u kojem su brzine direktne i reverzne reakcije jednake.

Na stanje hemijske ravnoteže utiču koncentracija reagujućih supstanci, temperatura, a za gasove - pritisak. Kada se jedan od ovih parametara promijeni, hemijska ravnoteža se poremeti.

Konstanta ravnoteže.

Najvažniji parametar koji karakteriše reverzibilnu hemijsku reakciju je konstanta ravnoteže K. Ako za razmatranu reverzibilnu reakciju zapišemo A + D C + D uslov jednakosti brzina napredne i reverzne reakcije u ravnotežnom stanju - k1[A] jednako[B]jednako = k2[C]jednako[ D] jednako, odakle je [C] jednako [D] jednako / [A] jednako [B] jednako = k1/k2 = K, tada se vrijednost K naziva ravnoteža konstanta hemijske reakcije.

Dakle, u ravnoteži, omjer koncentracije produkta reakcije i proizvoda koncentracije reaktanata je konstantan ako je temperatura konstantna (konstante brzine k1 i k2 i, posljedično, konstanta ravnoteže K zavise od temperature, ali ne zavisi od koncentracije reaktanata). Ako u reakciji sudjeluje više molekula polaznih tvari i nastane nekoliko molekula proizvoda (ili proizvoda), koncentracije tvari u izrazu za konstantu ravnoteže podižu se na stepene koji odgovaraju njihovim stehiometrijskim koeficijentima. Dakle, za reakciju 3H2 + N2 2NH3, izraz za konstantu ravnoteže je zapisan kao K = 2 jednako / 3 jednako. Opisana metoda za izvođenje konstante ravnoteže, zasnovane na brzinama prednjih i reverznih reakcija, u opšti slučaj ne može se koristiti, jer za složene reakcije ovisnost brzine o koncentraciji obično nije izražena jednostavna jednačina ili uopšte nije poznato. Ipak, u termodinamici je dokazano da je konačna formula za konstantu ravnoteže ispravna.

Za gasovita jedinjenja, umesto koncentracija, može se koristiti pritisak kada se zapisuje konstanta ravnoteže; Očigledno, numerička vrijednost konstante može se promijeniti u ovom slučaju ako broj plinovitih molekula na desnoj i lijevoj strani jednačine nije isti.

Le Chatelierov princip.

ako je sistem u ravnoteži podvrgnut nekom spoljni uticaj, tada se ravnoteža pomiče u smjeru reakcije koja se suprotstavlja ovom efektu.

Na hemijsku ravnotežu utiču:

Promjena temperature. Kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnoj reakciji. Kako temperatura pada, ravnoteža se pomiče prema egzotermnoj reakciji.

Promjena pritiska. Kako pritisak raste, ravnoteža se pomiče u smjeru smanjenja broja molekula. Kako pritisak opada, ravnoteža se pomiče u smjeru povećanja broja molekula.