Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από πολλούς παράγοντες, συμπεριλαμβανομένης της φύσης των αντιδρώντων, της συγκέντρωσης των αντιδρώντων, της θερμοκρασίας και της παρουσίας καταλυτών. Ας εξετάσουμε αυτούς τους παράγοντες.

1). Η φύση των αντιδρώντων. Εάν υπάρχει αλληλεπίδραση μεταξύ ουσιών με ιοντικό δεσμό, τότε η αντίδραση προχωρά ταχύτερα από ότι μεταξύ ουσιών με ομοιοπολικό δεσμό.

2.) Συγκέντρωση αντιδραστηρίου. Για να πραγματοποιηθεί μια χημική αντίδραση, τα μόρια των αντιδρώντων πρέπει να συγκρουστούν. Δηλαδή, τα μόρια πρέπει να έρχονται τόσο κοντά το ένα στο άλλο, ώστε τα άτομα του ενός σωματιδίου να βιώνουν τη δράση των ηλεκτρικών πεδίων του άλλου. Μόνο στην περίπτωση αυτή θα είναι δυνατές οι μεταπτώσεις ηλεκτρονίων και οι αντίστοιχες αναδιατάξεις των ατόμων, με αποτέλεσμα να σχηματίζονται μόρια νέων ουσιών. Η ταχύτητα λοιπόν χημικές αντιδράσειςείναι ανάλογος με τον αριθμό των συγκρούσεων που συμβαίνουν μεταξύ των μορίων και ο αριθμός των συγκρούσεων, με τη σειρά του, είναι ανάλογος με τη συγκέντρωση των αντιδρώντων. Με βάση το πειραματικό υλικό, οι Νορβηγοί επιστήμονες Guldberg και Waage και, ανεξάρτητα από αυτούς, ο Ρώσος επιστήμονας Beketov το 1867 διατύπωσαν τον βασικό νόμο της χημικής κινητικής - νόμος της μαζικής δράσης(ZDM): σε σταθερή θερμοκρασία, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων προς την ισχύ των στοιχειομετρικών τους συντελεστών. Για τη γενική περίπτωση:

ο νόμος της μαζικής δράσης έχει τη μορφή:

Ο νόμος της μαζικής δράσης για μια δεδομένη αντίδραση ονομάζεται η κύρια κινητική εξίσωση της αντίδρασης. Ως επί το πλείστον κινητική εξίσωση k είναι η σταθερά ταχύτητας αντίδρασης, η οποία εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και τη θερμοκρασία.

Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες. Κατά τη διάρκεια τέτοιων αντιδράσεων, τα προϊόντα τους, καθώς συσσωρεύονται, αντιδρούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν τις αρχικές ουσίες:

Ταχύτητα μπροστινής αντίδρασης:

Ταχύτητα πίσω αντίδραση:

Την ώρα της ισορροπίας:

Από εδώ, ο νόμος των ενεργών μαζών σε κατάσταση ισορροπίας θα πάρει τη μορφή:

,

όπου Κ είναι η σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης.

3) Η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης. Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων, κατά κανόνα, αυξάνεται κατά την υπέρβαση της θερμοκρασίας. Ας το εξετάσουμε χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αλληλεπίδρασης του υδρογόνου με το οξυγόνο.

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

Στους 20 0 C, ο ρυθμός αντίδρασης είναι σχεδόν μηδενικός και θα χρειαστούν 54 δισεκατομμύρια χρόνια για να περάσει η αλληλεπίδραση κατά 15%. Στους 500 0 C, χρειάζονται 50 λεπτά για να σχηματιστεί νερό και στους 700 0 C, η αντίδραση προχωρά αμέσως.

Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία εκφράζεται ο κανόνας του van't Hoff: με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 περίπου η ταχύτητα αντίδρασης αυξάνεται κατά 2 - 4 φορές. Ο κανόνας του Van't Hoff είναι γραμμένος:

4) Επιρροή καταλυτών. Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων μπορεί να ελεγχθεί από καταλύτες- ουσίες που αλλάζουν τον ρυθμό της αντίδρασης και παραμένουν αμετάβλητες μετά την αντίδραση. Η μεταβολή του ρυθμού μιας αντίδρασης παρουσία καταλύτη ονομάζεται κατάλυση. Διακρίνω θετικός(αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης) και αρνητικός(ο ρυθμός αντίδρασης μειώνεται) κατάλυση. Μερικές φορές ο καταλύτης σχηματίζεται κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, τέτοιες διαδικασίες ονομάζονται αυτοκαταλυτικές. Διάκριση μεταξύ ομογενούς και ετερογενούς κατάλυσης.

Στο ομοιογενήςΣτην κατάλυση, ο καταλύτης και τα αντιδρώντα βρίσκονται στην ίδια φάση. Για παράδειγμα:

Στο ετερογενήςκατάλυση, ο καταλύτης και τα αντιδρώντα είναι μέσα διαφορετικές φάσεις. Για παράδειγμα:

Η ετερογενής κατάλυση σχετίζεται με ενζυματικές διεργασίες. Όλες οι χημικές διεργασίες που συμβαίνουν στους ζωντανούς οργανισμούς καταλύονται από ένζυμα, τα οποία είναι πρωτεΐνες με ορισμένες εξειδικευμένες λειτουργίες. Σε διαλύματα στα οποία λαμβάνουν χώρα ενζυματικές διεργασίες, δεν υπάρχει τυπικό ετερογενές μέσο, ​​λόγω της απουσίας μιας σαφώς καθορισμένης διεπαφής φάσης. Τέτοιες διαδικασίες αναφέρονται ως μικροετερογενής κατάλυση.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης- μεταβολή της ποσότητας μιας από τις αντιδρώντες ουσίες ανά μονάδα χρόνου σε μια μονάδα χώρου αντίδρασης. Είναι κεντρική ιδέαχημική κινητική. Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι πάντα θετικός, επομένως, εάν προσδιορίζεται από την αρχική ουσία (η συγκέντρωση της οποίας μειώνεται κατά τη διάρκεια της αντίδρασης), τότε η τιμή που προκύπτει πολλαπλασιάζεται με -1.

Για παράδειγμα για μια αντίδραση:

η έκφραση για την ταχύτητα θα μοιάζει με αυτό:

. Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης σε κάθε χρονική στιγμή είναι ανάλογος με τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων, αυξημένες σε δυνάμεις ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους.

Για τις στοιχειώδεις αντιδράσεις, ο εκθέτης στην τιμή συγκέντρωσης κάθε ουσίας είναι συχνά ίσος με τον στοιχειομετρικό της συντελεστή, για σύνθετες αντιδράσειςαυτός ο κανόνας δεν τηρείται. Εκτός από τη συγκέντρωση, οι ακόλουθοι παράγοντες επηρεάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης:

• τη φύση των αντιδρώντων,
• την παρουσία ενός καταλύτη
• θερμοκρασία (κανόνας van't Hoff),
• πίεση,
• την επιφάνεια των αντιδρώντων.

Αν θεωρήσουμε την απλούστερη χημική αντίδραση A + B → C, τότε παρατηρούμε ότι στιγμήο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης δεν είναι σταθερός.

Βιβλιογραφία

• Kubasov A. A. Χημική κινητική και κατάλυση.
• Prigogine I., Defay R. Χημική θερμοδυναμική. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 p.
• Yablonsky G. S., Bykov V. I., Gorban A. N., Kinetic models of catalytic reactions, Novosibirsk: Nauka (Siberian Branch), 1983.- 255 p.

Ίδρυμα Wikimedia. 2010 .

• Ουαλικές διάλεκτοι της αγγλικής
• Saw (σειρά ταινιών)

Δείτε ποιος είναι ο "Ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης" σε άλλα λεξικά:

ΡΥΘΜΟΣ ΧΗΜΙΚΗΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ- η βασική έννοια της χημικής κινητικής. Για απλές ομοιογενείς αντιδράσεις, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης μετράται από την αλλαγή στον αριθμό των γραμμομορίων της αντιδράσας ουσίας (σε σταθερό όγκο του συστήματος) ή από τη μεταβολή στη συγκέντρωση οποιασδήποτε από τις πρώτες ουσίες ... Μεγάλο εγκυκλοπαιδικό λεξικό

ΡΥΘΜΟΣ ΧΗΜΙΚΗΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ- η βασική έννοια της χημ. κινητική, που εκφράζει την αναλογία της ποσότητας της αντιδράσας ουσίας (σε moles) προς το χρονικό διάστημα κατά το οποίο συνέβη η αλληλεπίδραση. Δεδομένου ότι οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων μεταβάλλονται κατά τη διάρκεια της αλληλεπίδρασης, ο ρυθμός είναι συνήθως ... Μεγάλη Πολυτεχνική Εγκυκλοπαίδεια

ταχύτητα χημικής αντίδρασης- μια τιμή που χαρακτηρίζει την ένταση μιας χημικής αντίδρασης. Ο ρυθμός σχηματισμού ενός προϊόντος αντίδρασης είναι η ποσότητα αυτού του προϊόντος ως αποτέλεσμα μιας αντίδρασης ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου (εάν η αντίδραση είναι ομοιογενής) ή ανά ... ...

ταχύτητα χημικής αντίδρασης- η βασική έννοια της χημικής κινητικής. Για απλές ομοιογενείς αντιδράσεις, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης μετριέται με μια αλλαγή στον αριθμό των γραμμομορίων της αντιδράσας ουσίας (σε σταθερό όγκο του συστήματος) ή με μια αλλαγή στη συγκέντρωση οποιασδήποτε από τις πρώτες ουσίες ... εγκυκλοπαιδικό λεξικό

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης- μια τιμή που χαρακτηρίζει την ένταση μιας χημικής αντίδρασης (Βλ. Χημικές Αντιδράσεις). Ο ρυθμός σχηματισμού ενός προϊόντος αντίδρασης είναι η ποσότητα αυτού του προϊόντος που προκύπτει από την αντίδραση ανά μονάδα χρόνου σε μονάδα όγκου (εάν ... ...

ΡΥΘΜΟΣ ΧΗΜΙΚΗΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ- κύρια η έννοια της χημ. κινητική. Για απλές ομοιογενείς αντιδράσεις S. x. R. που μετριέται με μια αλλαγή στον αριθμό των γραμμομορίων του αντιδρώντος in va (σε σταθερό όγκο του συστήματος) ή με μια αλλαγή στη συγκέντρωση οποιουδήποτε από τα αρχικά προϊόντα in ή αντίδρασης (εάν ο όγκος του συστήματος ...

ΜΗΧΑΝΙΣΜΟΣ ΧΗΜΙΚΗΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ- Για πολύπλοκες αντιδράσεις που αποτελούνται από πολλές. στάδια (απλές, ή στοιχειώδεις αντιδράσεις), ο μηχανισμός είναι ένα σύνολο σταδίων, ως αποτέλεσμα των οποίων τα αρχικά in va μετατρέπονται σε προϊόντα. Το ενδιάμεσο σε εσάς σε αυτές τις αντιδράσεις μπορεί να λειτουργήσει ως μόρια, ... ... Φυσικές Επιστήμες. εγκυκλοπαιδικό λεξικό

Αντιδράσεις πυρηνόφιλης υποκατάστασης- (Αγγλική πυρηνόφιλη αντίδραση υποκατάστασης) αντιδράσεις υποκατάστασης στις οποίες η επίθεση πραγματοποιείται από πυρηνόφιλο αντιδραστήριο που φέρει μοναχικό ζεύγος ηλεκτρονίων. Η αποχωρούσα ομάδα στις αντιδράσεις πυρηνόφιλης υποκατάστασης ονομάζεται πυρηνόφιλη. Όλα ... Wikipedia

Χημικές αντιδράσεις- η μετατροπή μιας ουσίας σε άλλη, διαφορετική από την αρχική χημική σύνθεσηή κτίριο. Ο συνολικός αριθμός των ατόμων κάθε δεδομένου στοιχείου, καθώς και οι ίδιοι χημικά στοιχεία, οι συστατικές ουσίες, παραμένουν στο R. x. αμετάβλητος; αυτό το R. x... Μεγάλη Σοβιετική Εγκυκλοπαίδεια

ταχύτητα σχεδίασης - ταχύτητα γραμμήςκίνηση του μετάλλου στην έξοδο από τη μήτρα, m/s. Στις σύγχρονες μηχανές σχεδίασης, η ταχύτητα σχεδίασης φτάνει τα 50-80 m/s. Ωστόσο, ακόμη και κατά την έλξη καλωδίων, η ταχύτητα, κατά κανόνα, δεν υπερβαίνει τα 30–40 m/s. Στο…… Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό Μεταλλουργίας

Βασικές έννοιες που μελετήθηκαν:

Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων

Μοριακή συγκέντρωση

Κινητική

Ομοιογενείς και ετερογενείς αντιδράσεις

Παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων

καταλύτης, αναστολέας

Κατάλυση

αναστρέψιμο και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις

Χημική ισορροπία

Οι χημικές αντιδράσεις είναι αντιδράσεις κατά τις οποίες λαμβάνονται άλλες ουσίες από μια ουσία (νέες ουσίες σχηματίζονται από τις αρχικές ουσίες). Μερικές χημικές αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα σε κλάσματα του δευτερολέπτου (έκρηξη), ενώ άλλες χρειάζονται λεπτά, ημέρες, χρόνια, δεκαετίες κ.λπ.

Για παράδειγμα: η αντίδραση καύσης της πυρίτιδας συμβαίνει αμέσως με ανάφλεξη και έκρηξη και η αντίδραση σκουρόχρωμου αργύρου ή σκουριάς του σιδήρου (διάβρωση) προχωρά τόσο αργά που είναι δυνατό να παρακολουθήσουμε το αποτέλεσμά της μόνο μετά από μεγάλο χρονικό διάστημα.

Για τον χαρακτηρισμό της ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης χρησιμοποιείται η έννοια της ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης - υ.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασηςείναι η μεταβολή της συγκέντρωσης ενός από τα αντιδρώντα της αντίδρασης ανά μονάδα χρόνου.

Ο τύπος για τον υπολογισμό του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης είναι:

υ =	από 2 έως 1	=	∆ s
t2 – t1	∆t

c 1 - μοριακή συγκέντρωση μιας ουσίας σε αρχική στιγμήχρόνος t 1

c 2 - μοριακή συγκέντρωση της ουσίας στον αρχικό χρόνο t 2

αφού ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης χαρακτηρίζεται από μεταβολή μοριακή συγκέντρωσηαντιδρώντα (εναρκτικές ουσίες), μετά t 2 > t 1 και c 2 > c 1 (η συγκέντρωση των αρχικών ουσιών μειώνεται καθώς προχωρά η αντίδραση).

Μοριακή συγκέντρωση (ες)είναι η ποσότητα της ουσίας ανά μονάδα όγκου. Η μονάδα μέτρησης της μοριακής συγκέντρωσης είναι [mol/l].

Ο κλάδος της χημείας που μελετά τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων ονομάζεται χημική κινητική . Γνωρίζοντας τους νόμους του, ένα άτομο μπορεί να διαχειριστεί χημικές διεργασίεςρυθμίστε τα σε μια συγκεκριμένη ταχύτητα.

Κατά τον υπολογισμό του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης, πρέπει να θυμόμαστε ότι οι αντιδράσεις χωρίζονται σε ομοιογενείς και ετερογενείς.

Ομοιογενείς αντιδράσεις- αντιδράσεις που συμβαίνουν στο ίδιο περιβάλλον (δηλαδή, τα αντιδρώντα βρίσκονται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης· για παράδειγμα: αέριο + αέριο, υγρό + υγρό).

ετερογενείς αντιδράσεις- πρόκειται για αντιδράσεις που συμβαίνουν μεταξύ ουσιών σε ένα ανομοιογενές μέσο (υπάρχει διεπαφή φάσης, δηλαδή οι αντιδρώντες ουσίες βρίσκονται σε διαφορετική κατάσταση συσσωμάτωσης· για παράδειγμα: αέριο + υγρό, υγρό + στερεό).

Ο παραπάνω τύπος για τον υπολογισμό του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης ισχύει μόνο για ομοιογενείς αντιδράσεις. Εάν η αντίδραση είναι ετερογενής, τότε μπορεί να λάβει χώρα μόνο στη διεπιφάνεια μεταξύ των αντιδρώντων.

Για μια ετερογενή αντίδραση, ο ρυθμός υπολογίζεται από τον τύπο:

∆ν - αλλαγή στην ποσότητα της ουσίας

S είναι η περιοχή της διεπαφής

Δ t είναι το χρονικό διάστημα κατά το οποίο έλαβε χώρα η αντίδραση

Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων εξαρτάται από διάφορους παράγοντες: τη φύση των αντιδρώντων, τη συγκέντρωση των ουσιών, τη θερμοκρασία, τους καταλύτες ή τους αναστολείς.

Εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη φύση των αντιδρώντων.

Ας ΡΙΞΟΥΜΕ μια ΜΑΤΙΑ αυτή η εξάρτησηταχύτητα αντίδρασης για παράδειγμα: ας βάλουμε σε δύο δοκιμαστικούς σωλήνες, που περιέχουν την ίδια ποσότητα διαλύματος υδροχλωρικού οξέος (HCl), μεταλλικούς κόκκους της ίδιας περιοχής: στον πρώτο δοκιμαστικό σωλήνα, έναν κόκκο σιδήρου (Fe) και στον δεύτερο - ένα μαγνήσιο (Mg) κόκκος. Ως αποτέλεσμα των παρατηρήσεων, σύμφωνα με το ρυθμό εξέλιξης του υδρογόνου (H 2), μπορεί να φανεί ότι το μαγνήσιο αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ με τον υψηλότερο ρυθμό από τον σίδηρο. Ο ρυθμός αυτής της χημικής αντίδρασης επηρεάζεται από τη φύση του μετάλλου (δηλαδή το μαγνήσιο είναι πιο χημικά ενεργό μέταλλοαπό τον σίδηρο, και επομένως αντιδρά πιο έντονα με το οξύ).

Εξάρτηση του ρυθμού των χημικών αντιδράσεων από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων.

Όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση της (αρχικής) ουσίας που αντιδρά, τόσο πιο γρήγορα προχωρά η αντίδραση. Αντίθετα, όσο χαμηλότερη είναι η συγκέντρωση του αντιδρώντος, τόσο πιο αργή είναι η αντίδραση.

Για παράδειγμα: θα ρίξουμε ένα συμπυκνωμένο διάλυμα υδροχλωρικού οξέος (HCl) σε έναν δοκιμαστικό σωλήνα και ένα αραιό διάλυμα υδροχλωρικού οξέος σε έναν άλλο. Βάζουμε και στους δύο δοκιμαστικούς σωλήνες ένα κόκκο ψευδαργύρου (Zn). Παρατηρούμε, με το ρυθμό εξέλιξης του υδρογόνου, ότι η αντίδραση θα προχωρήσει πιο γρήγορα στον πρώτο δοκιμαστικό σωλήνα, επειδή η συγκέντρωση του υδροχλωρικού οξέος σε αυτό είναι μεγαλύτερη από ότι στον δεύτερο δοκιμαστικό σωλήνα.

Για τον προσδιορισμό της εξάρτησης του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης, νόμος δράσης των (ενεργών) μαζών : ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων, λαμβανομένων σε δυνάμεις ίσες με τους συντελεστές τους.

Για παράδειγμα, για μια αντίδραση που προχωρά σύμφωνα με το σχήμα: nA + mB → D, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης καθορίζεται από τον τύπο:

υ χ.ρ. = k C (A) n C (B) m , όπου

υ x.r - ταχύτητα χημικής αντίδρασης

Γ(Α)- ΑΛΛΑ

ΒΙΟΓΡΑΦΙΚΟ) - μοριακή συγκέντρωση μιας ουσίαςΣΤΟ

n και m - τους συντελεστές τους

κ- σταθερά ταχύτητας χημικής αντίδρασης (τιμή αναφοράς).

Ο νόμος της μαζικής δράσης δεν ισχύει για τις ουσίες που περιέχονται Στερεάς κατάστασης, επειδή η συγκέντρωσή τους είναι σταθερή (λόγω του ότι αντιδρούν μόνο στην επιφάνεια, η οποία παραμένει αναλλοίωτη).

Για παράδειγμα: για μια αντίδραση 2 Cu + O 2 \u003d 2 CuO ο ρυθμός αντίδρασης καθορίζεται από τον τύπο:

υ χ.ρ. \u003d k C (O 2)

ΠΡΟΒΛΗΜΑ: Η σταθερά ταχύτητας της αντίδρασης 2A + B = D είναι 0,005. υπολογίστε τον ρυθμό αντίδρασης σε μοριακή συγκέντρωση της ουσίας A \u003d 0,6 mol / l, ουσία B \u003d 0,8 mol / l.

Η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία.

Αυτή η εξάρτηση καθορίζεται κανόνας van't Hoff (1884): με αύξηση της θερμοκρασίας για κάθε 10 ° C, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αυξάνεται κατά μέσο όρο 2-4 φορές.

Έτσι, η αλληλεπίδραση υδρογόνου (H 2) και οξυγόνου (O 2) σχεδόν δεν συμβαίνει σε θερμοκρασία δωματίου, επομένως ο ρυθμός αυτής της χημικής αντίδρασης είναι τόσο χαμηλός. Αλλά σε θερμοκρασία 500 C περίπου αυτή η αντίδραση προχωρά σε 50 λεπτά, και σε θερμοκρασία 700 C περίπου - σχεδόν αμέσως.

Ο τύπος για τον υπολογισμό του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης σύμφωνα με τον κανόνα van't Hoff:

όπου: υ t 1 και υ t 2 είναι οι ρυθμοί των χημικών αντιδράσεων σε t 2 και t 1

γ – συντελεστής θερμοκρασίας, το οποίο δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 °C.

Αλλαγή στον ρυθμό αντίδρασης:

2. Αντικαταστήστε τα δεδομένα από τη δήλωση προβλήματος στον τύπο:

Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από ειδικές ουσίες - καταλύτες και αναστολείς.

ΚαταλύτηςΜια ουσία που αυξάνει τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης αλλά δεν συμμετέχει η ίδια σε αυτήν.

Ανασταλτικός παράγονταςΜια ουσία που επιβραδύνει μια χημική αντίδραση αλλά δεν συμμετέχει σε αυτήν.

Παράδειγμα: σε δοκιμαστικό σωλήνα με διάλυμα 3% υπεροξειδίου του υδρογόνου (H 2 O 2), το οποίο θερμαίνεται, ας προσθέσουμε ένα θραύσμα που σιγοκαίει - δεν θα ανάψει, γιατί ο ρυθμός αντίδρασης της αποσύνθεσης του υπεροξειδίου του υδρογόνου σε νερό (H 2 O) και οξυγόνο (O 2) είναι πολύ χαμηλός και το οξυγόνο που προκύπτει δεν είναι αρκετό για να πραγματοποιηθεί ποιοτική αντίδρασηγια οξυγόνο (υποστήριξη καύσης). Τώρα ας προσθέσουμε λίγη μαύρη σκόνη οξειδίου του μαγγανίου (IV) (MnO 2) στον δοκιμαστικό σωλήνα και θα δούμε ότι έχει ξεκινήσει μια ταχεία εξέλιξη φυσαλίδων αερίου (οξυγόνου) και ο πυρσός που σιγοκαίει που εισάγεται στον δοκιμαστικό σωλήνα αναβοσβήνει έντονα. Το MnO 2 είναι καταλύτης για αυτήν την αντίδραση, επιτάχυνε τον ρυθμό αντίδρασης, αλλά δεν συμμετείχε σε αυτήν το ίδιο (αυτό μπορεί να αποδειχθεί ζυγίζοντας τον καταλύτη πριν και μετά την αντίδραση - η μάζα του δεν θα αλλάξει).

Φυσική χημεία: σημειώσεις διάλεξης Berezovchuk A V

2. Παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης

Για ομοιογενή, ετερογενείς αντιδράσεις:

1) συγκέντρωση αντιδρώντων ουσιών.

2) θερμοκρασία?

3) καταλύτης?

4) αναστολέας.

Μόνο για ετερογενείς:

1) ο ρυθμός παροχής των αντιδρώντων στη διεπαφή.

2) εμβαδόν επιφάνειας.

Ο κύριος παράγοντας - η φύση των ουσιών που αντιδρούν - η φύση του δεσμού μεταξύ των ατόμων στα μόρια των αντιδραστηρίων.

NO 2 - μονοξείδιο του αζώτου (IV) - ουρά αλεπούς, CO - μονοξείδιο του άνθρακα, μονοξείδιο του άνθρακα.

Εάν οξειδωθούν με οξυγόνο, τότε στην πρώτη περίπτωση η αντίδραση θα πάει αμέσως, αξίζει να ανοίξετε το πώμα του δοχείου, στη δεύτερη περίπτωση η αντίδραση παρατείνεται χρονικά.

Η συγκέντρωση των αντιδρώντων θα συζητηθεί παρακάτω.

Ο μπλε οπαλισμός υποδηλώνει τη στιγμή της καθίζησης του θείου, όσο υψηλότερη είναι η συγκέντρωση, τόσο υψηλότερος είναι ο ρυθμός.

Ρύζι. δέκα

Όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση του Na 2 S 2 O 3, τόσο λιγότερος χρόνος διαρκεί η αντίδραση. Στο γράφημα (Εικ. 10) φαίνεται απευθείας αναλογική εξάρτηση. Η ποσοτική εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων εκφράζεται με τον ΜΜΑ (νόμος της δράσης της μάζας), ο οποίος δηλώνει: ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το προϊόν των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων.

Ετσι, βασικός νόμος της κινητικήςείναι ένας πειραματικά καθιερωμένος νόμος: ο ρυθμός αντίδρασης είναι ανάλογος με τη συγκέντρωση των αντιδρώντων, για παράδειγμα: (δηλαδή για την αντίδραση)

Για αυτήν την αντίδραση H 2 + J 2 = 2HJ - ο ρυθμός μπορεί να εκφραστεί ως αλλαγή στη συγκέντρωση οποιασδήποτε από τις ουσίες. Εάν η αντίδραση προχωρήσει από τα αριστερά προς τα δεξιά, τότε η συγκέντρωση των H 2 και J 2 θα μειωθεί, η συγκέντρωση της HJ θα αυξηθεί στην πορεία της αντίδρασης. Για στιγμιαία ταχύτηταΟι αντιδράσεις μπορούν να γραφτούν ως εξής:

Οι αγκύλες δείχνουν συγκέντρωση.

φυσική έννοια κ-τα μόρια βρίσκονται σε συνεχή κίνηση, συγκρούονται, διασκορπίζονται, χτυπούν τα τοιχώματα του αγγείου. Για να συμβεί η χημική αντίδραση του σχηματισμού HJ, τα μόρια H 2 και J 2 πρέπει να συγκρουστούν. Ο αριθμός τέτοιων συγκρούσεων θα είναι τόσο μεγαλύτερος, όσο περισσότερα μόρια H 2 και J 2 περιέχονται στον όγκο, δηλ. τόσο μεγαλύτερες θα είναι οι τιμές των [Н 2 ] και . Αλλά τα μόρια κινούνται με διαφορετικές ταχύτητες, και το σύνολο κινητική ενέργειαδύο συγκρουόμενα μόρια θα είναι διαφορετικά. Εάν τα ταχύτερα μόρια H 2 και J 2 συγκρουστούν, η ενέργειά τους μπορεί να είναι τόσο υψηλή που τα μόρια διασπώνται σε άτομα ιωδίου και υδρογόνου, τα οποία διαχωρίζονται και στη συνέχεια αλληλεπιδρούν με άλλα μόρια H 2 + J 2 ? 2H+2J, μετά H + J 2 ? HJ + J. Εάν η ενέργεια των συγκρουόμενων μορίων είναι μικρότερη, αλλά αρκετά υψηλή για να αποδυναμώσει τους δεσμούς H - H και J - J, θα συμβεί η αντίδραση σχηματισμού υδροϊωδίου:

Για την πλειονότητα των συγκρουόμενων μορίων, η ενέργεια είναι μικρότερη από την απαραίτητη για την αποδυνάμωση των δεσμών στο H 2 και στο J 2 . Τέτοια μόρια «αθόρυβα» συγκρούονται και επίσης «αθόρυβα» διασκορπίζονται, παραμένοντας αυτό που ήταν, H 2 και J 2 . Έτσι, όχι όλες, αλλά μόνο ένα μέρος των συγκρούσεων οδηγεί σε χημική αντίδραση. Ο συντελεστής αναλογικότητας (k) δείχνει τον αριθμό των αποτελεσματικών συγκρούσεων που οδηγούν στην αντίδραση σε συγκεντρώσεις [H 2 ] = = 1 mol. αξία κ-σταθερή ταχύτητα. Πώς μπορεί η ταχύτητα να είναι σταθερή; Ναι, στολή ταχύτητας ευθύγραμμη κίνησηονομάζεται σταθερό διανυσματικό μέγεθος ίσο με τον λόγο της μετατόπισης του σώματος για οποιαδήποτε χρονική περίοδο προς την τιμή αυτού του διαστήματος. Αλλά τα μόρια κινούνται τυχαία, οπότε πώς μπορεί η ταχύτητα να είναι σταθερή; Αλλά σταθερή ταχύτηταμπορεί να είναι μόνο σε σταθερή θερμοκρασία. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η αναλογία των γρήγορων μορίων των οποίων οι συγκρούσεις οδηγούν σε μια αντίδραση αυξάνεται, δηλ. αυξάνεται η σταθερά του ρυθμού. Όμως η αύξηση της σταθεράς του ρυθμού δεν είναι απεριόριστη. Σε μια ορισμένη θερμοκρασία, η ενέργεια των μορίων θα γίνει τόσο μεγάλη που σχεδόν όλες οι συγκρούσεις των αντιδρώντων θα είναι αποτελεσματικές. Όταν δύο γρήγορα μόρια συγκρούονται, θα συμβεί μια αντίστροφη αντίδραση.

Θα έρθει μια στιγμή που οι ρυθμοί σχηματισμού 2HJ από H 2 και J 2 και αποσύνθεσης θα είναι ίσοι, αλλά αυτό είναι ήδη μια χημική ισορροπία. Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων μπορεί να εντοπιστεί χρησιμοποιώντας την παραδοσιακή αντίδραση της αλληλεπίδρασης ενός διαλύματος θειοθειικού νατρίου με ένα διάλυμα θειικού οξέος.

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)

Η αντίδραση (1) εξελίσσεται σχεδόν ακαριαία. Ο ρυθμός της αντίδρασης (2) εξαρτάται σε σταθερή θερμοκρασία από τη συγκέντρωση του αντιδρώντος H 2 S 2 O 3 . Είναι αυτή η αντίδραση που παρατηρήσαμε - σε αυτήν την περίπτωση, ο ρυθμός μετριέται με το χρόνο από την έναρξη της έκχυσης των διαλυμάτων έως την εμφάνιση ωχρότητας. Στο άρθρο L. M. Kuznetsova περιγράφεται η αντίδραση αλληλεπίδρασης του θειοθειικού νατρίου με το υδροχλωρικό οξύ. Γράφει ότι όταν τα διαλύματα στραγγίζονται, εμφανίζεται ωχρότητα (θολότητα). Αλλά αυτή η δήλωση του L. M. Kuznetsova είναι λανθασμένη, καθώς η ωχρότητα και η θόλωση είναι διαφορετικά πράγματα. Opalescence (από opal και λατινικά escentia- επίθημα που σημαίνει αδύναμη δράση) - σκέδαση φωτός από θολά μέσα λόγω της οπτικής τους ανομοιογένειας. σκέδαση φωτός- απόκλιση των ακτίνων φωτός που διαδίδονται στο μέσο προς όλες τις κατευθύνσεις από την αρχική κατεύθυνση. κολλοειδή σωματίδιαείναι σε θέση να διασκορπίσουν το φως (φαινόμενο Tyndall-Faraday) - αυτό εξηγεί την ωχρότητα, την ελαφρά θολότητα του κολλοειδούς διαλύματος. Κατά τη διεξαγωγή αυτού του πειράματος, είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη η μπλε ωχρότητα και στη συνέχεια η πήξη του κολλοειδούς εναιωρήματος του θείου. Η ίδια πυκνότητα του εναιωρήματος σημειώνεται από την προφανή εξαφάνιση οποιουδήποτε σχεδίου (για παράδειγμα, ενός πλέγματος στο κάτω μέρος του κυπέλλου), που παρατηρείται από πάνω μέσω του στρώματος διαλύματος. Ο χρόνος μετράται με ένα χρονόμετρο από τη στιγμή της αποστράγγισης.

Διαλύματα Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O και H 2 SO 4.

Το πρώτο παρασκευάζεται με διάλυση 7,5 g αλατιού σε 100 ml Η 2 Ο, που αντιστοιχεί σε συγκέντρωση 0,3 Μ. Για την παρασκευή διαλύματος H 2 SO 4 της ίδιας συγκέντρωσης, είναι απαραίτητο να μετρηθούν 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 και διαλύστε το σε 120 ml H 2 O. Ρίξτε το παρασκευασμένο διάλυμα Na 2 S 2 O 3 σε τρία ποτήρια: στο πρώτο - 60 ml, στο δεύτερο - 30 ml, στο τρίτο - 10 ml. Προσθέστε 30 ml απεσταγμένου H 2 O στο δεύτερο ποτήρι και 50 ml στο τρίτο. Έτσι, και στα τρία ποτήρια θα υπάρχουν 60 ml υγρού, αλλά στο πρώτο η συγκέντρωση αλατιού είναι υπό όρους = 1, στο δεύτερο - ½ και στο τρίτο - 1/6. Αφού παρασκευαστούν τα διαλύματα, ρίξτε 60 ml διαλύματος H 2 SO 4 στο πρώτο ποτήρι με διάλυμα άλατος και ενεργοποιήστε το χρονόμετρο κ.λπ. Λαμβάνοντας υπόψη ότι ο ρυθμός αντίδρασης μειώνεται με την αραίωση του διαλύματος Na 2 S 2 O 3, μπορεί να προσδιοριστεί ως τιμή αντιστρόφως ανάλογη του χρόνου v=ένας/? και κατασκευάστε μια γραφική παράσταση σχεδιάζοντας τη συγκέντρωση στην τετμημένη και την ταχύτητα της αντίδρασης στην τεταγμένη. Από αυτό το συμπέρασμα - ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από τη συγκέντρωση των ουσιών. Τα δεδομένα που ελήφθησαν παρατίθενται στον πίνακα 3. Αυτό το πείραμα μπορεί να εκτελεστεί χρησιμοποιώντας προχοΐδες, αλλά αυτό απαιτεί τον εκτελεστή σπουδαία πρακτικήγιατί το πρόγραμμα είναι λάθος.

Πίνακας 3

Ταχύτητα και χρόνος αντίδρασης

Επιβεβαιώνεται ο νόμος Guldberg-Waage - ο καθηγητής χημείας Gulderg και ο νεαρός επιστήμονας Waage).

Σκεφτείτε επόμενος παράγοντας– θερμοκρασία.

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο ρυθμός των περισσότερων χημικών αντιδράσεων αυξάνεται. Αυτή η εξάρτηση περιγράφεται από τον κανόνα van't Hoff: «Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται για κάθε 10 ° C, ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων αυξάνεται κατά 2-4 φορές».

όπου ? – συντελεστής θερμοκρασίας, που δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 ° C.

v 1 - ρυθμός αντίδρασης σε θερμοκρασία t 1 ;

v 2 -ταχύτητα αντίδρασης σε θερμοκρασία t2.

Για παράδειγμα, η αντίδραση στους 50 °C συνεχίζεται σε δύο λεπτά, πόσο καιρό θα τελειώσει η διαδικασία στους 70 °C εάν ο συντελεστής θερμοκρασίας ? = 2?

t 1 = 120 s = 2 λεπτά; t 1 = 50 °С; t 2 = 70 °C.

Ακόμη και μια ελαφρά αύξηση της θερμοκρασίας προκαλεί απότομη αύξηση του ρυθμού αντίδρασης των ενεργών μοριακών συγκρούσεων. Σύμφωνα με τη θεωρία ενεργοποίησης, μόνο εκείνα τα μόρια συμμετέχουν στη διαδικασία, η ενέργεια των οποίων είναι μεγαλύτερη από μέσης ενέργειαςμόρια κατά μια ορισμένη ποσότητα. Αυτή η περίσσεια ενέργειας είναι η ενέργεια ενεργοποίησης. Η φυσική του σημασία είναι η ενέργεια που είναι απαραίτητη για την ενεργό σύγκρουση μορίων (αναδιάταξη τροχιακών). Ο αριθμός των ενεργών σωματιδίων, και επομένως ο ρυθμός αντίδρασης, αυξάνεται με τη θερμοκρασία σύμφωνα με έναν εκθετικό νόμο, σύμφωνα με την εξίσωση Arrhenius, ο οποίος αντανακλά την εξάρτηση της σταθεράς ταχύτητας από τη θερμοκρασία

όπου ΑΛΛΑ -Συντελεστής αναλογικότητας Arrhenius;

κ-Η σταθερά του Boltzmann;

Ε Α -ενέργεια ενεργοποίησης;

R-σταθερά αερίου.

T-θερμοκρασία.

Ο καταλύτης είναι μια ουσία που επιταχύνει τον ρυθμό μιας αντίδρασης αλλά δεν καταναλώνεται η ίδια.

Κατάλυση- το φαινόμενο της αλλαγής του ρυθμού αντίδρασης παρουσία καταλύτη. Διάκριση μεταξύ ομογενούς και ετερογενούς κατάλυσης. Ομοιογενής- εάν τα αντιδρώντα και ο καταλύτης βρίσκονται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης. Ετερογενής– εάν τα αντιδραστήρια και ο καταλύτης είναι διαφορετικοί καταστάσεις συνάθροισης. Σχετικά με την κατάλυση βλέπε ξεχωριστά (περαιτέρω).

Ανασταλτικός παράγονταςΜια ουσία που επιβραδύνει τον ρυθμό μιας αντίδρασης.

Ο επόμενος παράγοντας είναι η επιφάνεια. Όσο μεγαλύτερη είναι η επιφάνεια του αντιδρώντος, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα. Εξετάστε, για παράδειγμα, την επίδραση του βαθμού διασποράς στον ρυθμό αντίδρασης.

CaCO 3 - μάρμαρο. Κατεβάζουμε το μάρμαρο με πλακάκια μέσα υδροχλωρικό οξύ HCl, περιμένετε πέντε λεπτά, θα διαλυθεί εντελώς.

Μάρμαρο σε σκόνη - θα κάνουμε την ίδια διαδικασία με αυτό, διαλύθηκε σε τριάντα δευτερόλεπτα.

Η εξίσωση και για τις δύο διαδικασίες είναι η ίδια.

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

Έτσι, κατά την προσθήκη μαρμάρου σε σκόνη, ο χρόνος είναι μικρότερος από ό, τι όταν προσθέτετε μάρμαρο πλακιδίων, με την ίδια μάζα.

Με την αύξηση της διεπαφής μεταξύ των φάσεων, ο ρυθμός των ετερογενών αντιδράσεων αυξάνεται.

Από το βιβλίο Physical Chemistry: Lecture Notes ο συγγραφέας Berezovchuk A V

2. Ισόθερμη εξίσωση χημικής αντίδρασης Αν η αντίδραση προχωρήσει αντιστρεπτά, τότε;G=0. 0 και μπορείτε να υπολογίσετε τη μεταβολή;G. όπου? - εκτέλεση αντίδρασης - μια τιμή που δείχνει πόσα moles έχουν αλλάξει κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. I cn - χαρακτηρίζει

Από βιβλίο τελευταίο βιβλίογεγονότα. Τόμος 3 [Φυσική, χημεία και τεχνολογία. Ιστορία και αρχαιολογία. Διάφορα] συγγραφέας Kondrashov Anatoly Pavlovich

3. Οι εξισώσεις της ισόχωρης, της ισοβαρής χημικής αντίδρασης Εξάρτηση του Κ από τη θερμοκρασία Η εξίσωση ισοβαρών: Η εξίσωση ισόχωρης: Κρίνουν την κατεύθυνση της ροής.

Από το βιβλίο Νετρίνο - το απόκοσμο σωματίδιο του ατόμου συγγραφέας Asimov Isaac

1. Η έννοια της χημικής κινητικής Η κινητική είναι η επιστήμη των ρυθμών των χημικών αντιδράσεων Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ο αριθμός των στοιχειωδών πράξεων χημική αλληλεπίδρασηπου ρέει ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου (ομοιογενής) ή ανά μονάδα επιφάνειας

Από βιβλίο Ατομική ενέργειαγια στρατιωτικούς σκοπούς συγγραφέας Smith Henry Dewolf

8. Παράγοντες που επηρεάζουν την υπέρταση υδρογόνου. Υπέρταση οξυγόνου Παράγοντες που επηρεάζουν ?H2:1) ?ρεύμα (πυκνότητα ρεύματος). Η εξάρτηση από την πυκνότητα ρεύματος περιγράφεται από την εξίσωση Tafel, 2) η φύση του υλικού της καθόδου είναι μια σειρά σε αύξουσα σειρά;,? - υπέρταση Στην εξίσωση Tafel

Από το βιβλίο History of Physics Course συγγραφέας Stepanovich Kudryavtsev Pavel

Από το βιβλίο Τι είναι η θεωρία της σχετικότητας συγγραφέας Λαντάου Λεβ Νταβίντοβιτς

Πυρηνικές αντιδράσειςκαι ηλεκτρικό φορτίοΌταν οι φυσικοί άρχισαν να κατανοούν τη δομή του ατόμου πιο ξεκάθαρα στη δεκαετία του 1990, ανακάλυψαν ότι τουλάχιστον μερικά από τα μέρη του φέρουν ηλεκτρικό φορτίο. Για παράδειγμα, η πλήρωση ηλεκτρονίων εξωτερικές περιοχέςάτομο,

Από το βιβλίο Φυσική σε κάθε βήμα συγγραφέας Perelman Yakov Isidorovich

ΠΥΡΗΝΙΚΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΜΕΘΟΔΟΙ ΠΥΡΗΝΙΚΟΥ ΒΟΜΒΑΡΙΣΜΟΥ1.40. Οι Cockcroft και Walton παρήγαγαν πρωτόνια επαρκώς υψηλής ενέργειας ιονίζοντας το αέριο υδρογόνο και στη συνέχεια επιταχύνοντας τα ιόντα με μια εγκατάσταση υψηλής τάσης με έναν μετασχηματιστή και έναν ανορθωτή. Μια παρόμοια μέθοδος μπορεί

Από το βιβλίο 50 χρόνια Σοβιετικής φυσικής συγγραφέας Leshkovtsev Vladimir Alekseevich

ΠΡΟΒΛΗΜΑ ΑΛΥΣΙΔΙΚΗΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ 2.3. Λειτουργική αρχή ατομικές βόμβεςή εργοστάσιο ηλεκτρισμούΗ χρήση της σχάσης ουρανίου είναι αρκετά απλή. Εάν ένα νετρόνιο προκαλεί σχάση, η οποία έχει ως αποτέλεσμα την απελευθέρωση πολλών νέων νετρονίων, τότε ο αριθμός των σχάσεων μπορεί εξαιρετικά γρήγορα

Από το βιβλίο The New Mind of the King [Σχετικά με τους υπολογιστές, τη σκέψη και τους νόμους της φυσικής] συγγραφέας Penrose Roger

ΠΡΟΪΟΝΤΑ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ ΚΑΙ ΤΟ ΠΡΟΒΛΗΜΑ ΤΟΥ ΔΙΑΧΩΡΙΣΜΟΥ 8.16. Στο εργοστάσιο του Hanford, η διαδικασία παραγωγής πλουτωνίου χωρίζεται σε δύο κύρια μέρη: την πραγματική παραγωγή του στο λέβητα και τον διαχωρισμό του από τα μπλοκ ουρανίου στα οποία σχηματίζεται. Ας περάσουμε στο δεύτερο μέρος της διαδικασίας.

Από το βιβλίο Σε ποιον έπεσε το μήλο συγγραφέας Kesselman Vladimir Samuilovich

ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΠΟΥ ΕΠΗΡΕΑΖΟΥΝ ΤΟΝ ΔΙΑΧΩΡΙΣΜΟ ΤΟΥ ΙΣΟΤΟΠΟΥ 9.2. Εξ ορισμού, τα ισότοπα ενός στοιχείου διαφέρουν ως προς τις μάζες τους, αλλά όχι Χημικές ιδιότητες. Πιο συγκεκριμένα, παρόλο που οι μάζες των πυρήνων των ισοτόπων και η δομή τους είναι διαφορετικές, τα φορτία των πυρήνων είναι τα ίδια, και επομένως το εξωτερικό κελύφη ηλεκτρονίων

Από το βιβλίο του συγγραφέα

Εκτέλεση αλυσιδωτή αντίδρασηπυρηνική σχάση Τώρα το ζήτημα της αλυσιδωτής αντίδρασης της σχάσης και της δυνατότητας απόκτησης της καταστροφικής εκρηκτικής ενέργειας της σχάσης προέκυψε με όλη της τη δύναμη. Αυτό το ερώτημα ήταν μοιραία συνυφασμένο με τον παγκόσμιο πόλεμο που εξαπολύθηκε Γερμανία των ναζί 1 Σεπτεμβρίου

Από το βιβλίο του συγγραφέα

Και η ταχύτητα είναι σχετική! Από την αρχή της σχετικότητας της κίνησης προκύπτει τι να μιλήσουμε για ευθύγραμμο και ομοιόμορφη κίνησηενός σώματος με μια ορισμένη ταχύτητα, χωρίς να διευκρινίζεται σε ποιο από τα εργαστήρια σε ηρεμία μετράται η ταχύτητα, δεν έχει νόημα να λέμε

Από το βιβλίο του συγγραφέα

Η ταχύτητα του ήχου Έχετε παρακολουθήσει ποτέ έναν ξυλοκόπο να κόβει ένα δέντρο από απόσταση; Ή μήπως παρακολουθήσατε έναν ξυλουργό να εργάζεται σε απόσταση, σφυρηλατώντας καρφιά; Μπορεί να το προσέξατε πολύ περίεργο πράγμα: το χτύπημα δεν δίνεται όταν το τσεκούρι χτυπά σε δέντρο ή

Από το βιβλίο του συγγραφέα

ΕΛΕΓΧΟΜΕΝΕΣ ΘΕΡΜΟΠΥΡΗΝΙΚΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ Μη ελεγχόμενες θερμοπυρηνικές αντιδράσεις συμβαίνουν κατά τη διάρκεια εκρήξεων βόμβες υδρογόνου. Οδηγούν στην απελευθέρωση τεράστιας ποσότητας πυρηνικής ενέργειας, που συνοδεύεται από μια εξαιρετικά καταστροφική έκρηξη. Τώρα το καθήκον των επιστημόνων είναι να βρουν τρόπους

Από το βιβλίο του συγγραφέα

Από το βιβλίο του συγγραφέα

Στους Λαβύρινθους της Διάσπασης Το 1938, οι Γερμανοί επιστήμονες Otto Hahn και Fritz Strassmann (1902–1980) έκαναν μια εκπληκτική ανακάλυψη. Βρήκαν ότι ο βομβαρδισμός του ουρανίου με νετρόνια παρήγαγε μερικές φορές πυρήνες περίπου διπλάσιο φως από τον αρχικό πυρήνα ουρανίου. Περαιτέρω

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης νοείται ως μια αλλαγή στη συγκέντρωση μιας από τις αντιδρώντες ουσίες ανά μονάδα χρόνου με σταθερό όγκο του συστήματος.

Τυπικά, η συγκέντρωση εκφράζεται σε mol/L και ο χρόνος σε δευτερόλεπτα ή λεπτά. Εάν, για παράδειγμα, η αρχική συγκέντρωση ενός από τα αντιδρώντα ήταν 1 mol/l και μετά από 4 δευτερόλεπτα από την έναρξη της αντίδρασης έγινε 0,6 mol/l, τότε μέση ταχύτηταη αντίδραση θα είναι ίση με (1-0,6) / 4 \u003d 0,1 mol / (l * s).

Ο μέσος ρυθμός αντίδρασης υπολογίζεται από τον τύπο:

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από:

Η φύση των αντιδρώντων.

Οι ουσίες με πολικό δεσμό σε διαλύματα αλληλεπιδρούν πιο γρήγορα, αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι τέτοιες ουσίες σε διαλύματα σχηματίζουν ιόντα που αλληλεπιδρούν εύκολα μεταξύ τους.

Ουσίες με μη πολικούς και χαμηλοπολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς αντιδρούν με διαφορετική ταχύτητα, εξαρτάται από τη χημική τους δράση.

H 2 + F 2 = 2HF (πάει πολύ γρήγορα με έκρηξη σε θερμοκρασία δωματίου)

H 2 + Br 2 \u003d 2HBr (πηγαίνει αργά, ακόμα και όταν θερμαίνεται)

Τιμές επιφανειακής επαφής αντιδρώντων (για ετερογενή)

Συγκεντρώσεις αντιδραστηρίων

Ο ρυθμός της αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων που ανεβαίνουν στην ισχύ των στοιχειομετρικών συντελεστών τους.

Θερμοκρασίες

Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία καθορίζεται από τον κανόνα van't Hoff:

με αύξηση της θερμοκρασίας για κάθε 10 0 ο ρυθμός των περισσότερων αντιδράσεων αυξάνεται κατά 2-4 φορές.

Η παρουσία ενός καταλύτη

Οι καταλύτες είναι ουσίες που αλλάζουν τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων.

Η μεταβολή του ρυθμού μιας αντίδρασης παρουσία καταλύτη ονομάζεται κατάλυση.

Πίεση

Με αύξηση της πίεσης, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται (για ομοιογενή)

Ερώτηση νούμερο 26. Νόμος για τη μαζική δράση. Ταχύτητα σταθερή. Ενέργεια ενεργοποίησης.

Νόμος για τη μαζική δράση.

ο ρυθμός με τον οποίο οι ουσίες αντιδρούν μεταξύ τους εξαρτάται από τη συγκέντρωσή τους

Ταχύτητα σταθερή.

συντελεστής αναλογικότητας στην κινητική εξίσωση μιας χημικής αντίδρασης, που εκφράζει την εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση

Η σταθερά ταχύτητας εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και από τη θερμοκρασία, αλλά δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις τους.

Ενέργεια ενεργοποίησης.

η ενέργεια που πρέπει να μεταδοθεί στα μόρια (σωματίδια) των αντιδρώντων ουσιών προκειμένου να μετατραπούν σε ενεργά

Η ενέργεια ενεργοποίησης εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και αλλάζει παρουσία καταλύτη.

Η αυξανόμενη συγκέντρωση αυξάνεται συνολικός αριθμόςμόρια και, κατά συνέπεια, ενεργά σωματίδια.

Ερώτηση νούμερο 27. Αναστρέψιμες και μη αναστρέψιμες αντιδράσεις. Χημική ισορροπία, σταθερά ισορροπίας. Η αρχή του Le Chatelier.

Οι αντιδράσεις που προχωρούν μόνο προς μία κατεύθυνση και τελειώνουν με την πλήρη μετατροπή των πρώτων υλών στις τελικές ονομάζονται μη αναστρέψιμες.

Οι αναστρέψιμες αντιδράσεις είναι αυτές που προχωρούν ταυτόχρονα σε δύο αμοιβαία αντίθετες κατευθύνσεις.

Στις εξισώσεις των αναστρέψιμων αντιδράσεων, δύο βέλη τοποθετούνται μεταξύ της αριστερής και της δεξιάς πλευράς, που δείχνουν αντίθετες πλευρές. Ένα παράδειγμα τέτοιας αντίδρασης είναι η σύνθεση αμμωνίας από υδρογόνο και άζωτο:

3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3

Μη αναστρέψιμες είναι τέτοιες αντιδράσεις, κατά τη διάρκεια των οποίων:

Τα προϊόντα που προκύπτουν καθιζάνουν ή απελευθερώνονται ως αέριο, για παράδειγμα:

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

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

Σχηματισμός νερού:

HCl + NaOH = H 2 O + NaCl

Οι αναστρέψιμες αντιδράσεις δεν φτάνουν στο τέλος και τελειώνουν με την καθιέρωση χημική ισορροπία.

Η χημική ισορροπία είναι η κατάσταση ενός συστήματος ουσιών που αντιδρούν στο οποίο οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι.

Η κατάσταση της χημικής ισορροπίας επηρεάζεται από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων ουσιών, τη θερμοκρασία και για τα αέρια - την πίεση. Όταν μια από αυτές τις παραμέτρους αλλάζει, η χημική ισορροπία διαταράσσεται.

Σταθερά ισορροπίας.

Η πιο σημαντική παράμετρος που χαρακτηρίζει μια αναστρέψιμη χημική αντίδραση είναι η σταθερά ισορροπίας K. Αν γράψουμε για τη θεωρούμενη αντιστρεπτή αντίδραση A + D C + D την συνθήκη ισότητας των ρυθμών των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων στην κατάσταση ισορροπίας - k1[A] ίσος[B]ίσος = k2[C]ίσος[ D] ίσον, οπότε [C] ίσον [D] ίσον / [A] ίσον [B] ίσον = k1/k2 = K, τότε η τιμή του Κ ονομάζεται ισορροπία σταθερά μιας χημικής αντίδρασης.

Έτσι, σε κατάσταση ισορροπίας, ο λόγος της συγκέντρωσης των προϊόντων αντίδρασης προς το προϊόν της συγκέντρωσης των αντιδρώντων είναι σταθερός εάν η θερμοκρασία είναι σταθερή (οι σταθερές ρυθμού k1 και k2 και, κατά συνέπεια, η σταθερά ισορροπίας K εξαρτώνται από τη θερμοκρασία, αλλά όχι εξαρτώνται από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων). Εάν στην αντίδραση συμμετέχουν πολλά μόρια των αρχικών ουσιών και σχηματίζονται πολλά μόρια του προϊόντος (ή προϊόντων), οι συγκεντρώσεις των ουσιών στην έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας αυξάνονται στις δυνάμεις που αντιστοιχούν στους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους. Άρα για την αντίδραση 3H2 + N2 2NH3, η έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας γράφεται ως K = 2 ίσο / 3 ίσο. Η περιγραφόμενη μέθοδος για την εξαγωγή της σταθεράς ισορροπίας, με βάση τους ρυθμούς των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων, σε γενική περίπτωσηδεν μπορεί να χρησιμοποιηθεί, καθώς για σύνθετες αντιδράσεις η εξάρτηση του ρυθμού από τη συγκέντρωση συνήθως δεν εκφράζεται απλή εξίσωσηή δεν είναι καθόλου γνωστό. Ωστόσο, στη θερμοδυναμική αποδεικνύεται ότι ο τελικός τύπος για τη σταθερά ισορροπίας αποδεικνύεται σωστός.

Για αέριες ενώσεις, αντί για συγκεντρώσεις, μπορεί να χρησιμοποιηθεί πίεση κατά την εγγραφή της σταθεράς ισορροπίας. Προφανώς, η αριθμητική τιμή της σταθεράς μπορεί να αλλάξει σε αυτή την περίπτωση εάν ο αριθμός των αερίων μορίων στη δεξιά και την αριστερή πλευρά της εξίσωσης δεν είναι ο ίδιος.

Αρχή του Le Chatelier.

αν ένα σύστημα σε ισορροπία υποβάλλεται σε κάποια εξωτερική επιρροή, τότε η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση της αντίδρασης που αντιτίθεται σε αυτό το φαινόμενο.

Η χημική ισορροπία επηρεάζεται από:

Αλλαγή θερμοκρασίας. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μια ενδόθερμη αντίδραση. Καθώς η θερμοκρασία μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μια εξώθερμη αντίδραση.

Αλλαγή στην πίεση. Καθώς η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση της μείωσης του αριθμού των μορίων. Καθώς η πίεση μειώνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση αύξησης του αριθμού των μορίων.