Η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης. Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων

Συστήματα. Αλλά δεδομένη αξίαδεν αντανακλά πραγματική ευκαιρία πρόοδος της αντίδρασης, αυτήν Ταχύτητακαι μηχανισμός.

Για μια πλήρη αναπαράσταση μιας χημικής αντίδρασης, πρέπει να γνωρίζει κανείς ποια χρονικά μοτίβα υπάρχουν κατά την υλοποίησή της, δηλ. ταχύτητα χημικής αντίδρασηςκαι τον λεπτομερή μηχανισμό του. Ο ρυθμός και ο μηχανισμός των μελετών αντίδρασης χημική κινητικήη επιστήμη της χημικής διεργασίας.

Από άποψη χημική κινητική, οι αντιδράσεις μπορούν να ταξινομηθούν σε απλά και σύνθετα.

απλές αντιδράσεις- διεργασίες που συμβαίνουν χωρίς σχηματισμό ενδιάμεσων ενώσεων. Ανάλογα με τον αριθμό των σωματιδίων που συμμετέχουν σε αυτό, χωρίζονται σε μονομοριακός, διμοριακός, τριμοριακός.Η σύγκρουση περισσότερων από 3 σωματιδίων είναι απίθανη, επομένως οι τριμοριακές αντιδράσεις είναι αρκετά σπάνιες και οι τετραμοριακές είναι άγνωστες. Σύνθετες αντιδράσεις - διεργασίες που αποτελούνται από πολλές στοιχειώδεις αντιδράσεις.

Οποιαδήποτε διαδικασία προχωρά με την εγγενή της ταχύτητα, η οποία μπορεί να προσδιοριστεί από τις αλλαγές που συμβαίνουν σε μια συγκεκριμένη χρονική περίοδο. Μέσης ταχύτητα χημικής αντίδρασηςεκφράζεται ως αλλαγή στην ποσότητα μιας ουσίας nκαταναλωμένη ή ληφθείσα ουσία ανά μονάδα όγκου V ανά μονάδα χρόνου t.

υ = ± dn/ dt· V

Εάν η ουσία καταναλωθεί, τότε βάζουμε το σύμβολο "-", εάν συσσωρευτεί - "+"

Σε σταθερή ένταση:

υ = ± DC/ dt,

Μονάδα ταχύτητας αντίδρασης mol/l s

Γενικά, το υ είναι σταθερή τιμή και δεν εξαρτάται από το ποια ουσία ακολουθούμε στην αντίδραση.

Η εξάρτηση της συγκέντρωσης του αντιδραστηρίου ή του προϊόντος από το χρόνο αντίδρασης παρουσιάζεται ως κινητική καμπύλη, που μοιάζει με:

Είναι πιο βολικό να υπολογίσετε το υ από πειραματικά δεδομένα εάν οι παραπάνω εκφράσεις μετατραπούν στην ακόλουθη παράσταση:

Ο νόμος των ενεργών μαζών. Σταθερά σειράς και ταχύτητας αντίδρασης

Μία από τις διατυπώσεις νόμος ενεργούντες μάζες ακούγεται σαν αυτό: Ο ρυθμός μιας στοιχειώδους ομοιογενούς χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το προϊόν των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων.

Εάν η υπό μελέτη διαδικασία αντιπροσωπεύεται ως:

a A + b B = προϊόντα

τότε μπορεί να εκφραστεί ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης κινητική εξίσωση:

υ = k [A] a [B] βή

υ = k C a A C b B

Εδώ [ ΕΝΑ] και [σι] (Γ Α καιΓ Β) - συγκέντρωση αντιδραστηρίων,

α καισιείναι οι στοιχειομετρικοί συντελεστές μιας απλής αντίδρασης,

κείναι η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης.

Η χημική σημασία της ποσότητας κ- Αυτό ταχύτητα αντίδρασηςσε απλές συγκεντρώσεις. Αν δηλαδή οι συγκεντρώσεις των ουσιών Α και Β είναι ίσες με 1, τότε υ = κ.

Θα πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι σε πολύπλοκες χημικές διεργασίες οι συντελεστές α καισιδεν ταιριάζουν με τις στοιχειομετρικές.

Ο νόμος της μαζικής δράσης εκπληρώνεται υπό ορισμένες προϋποθέσεις:

Η αντίδραση ενεργοποιείται θερμικά, δηλ. ενέργεια θερμική κίνηση.
Η συγκέντρωση των αντιδραστηρίων κατανέμεται ομοιόμορφα.
Οι ιδιότητες και οι συνθήκες του περιβάλλοντος δεν αλλάζουν κατά τη διάρκεια της διαδικασίας.
Οι περιβαλλοντικές ιδιότητες δεν πρέπει να επηρεάζουν κ.

Για πολύπλοκες διαδικασίες νόμος της μαζικής δράσης δεν μπορεί να εφαρμοστεί. Αυτό μπορεί να εξηγηθεί από το γεγονός ότι μια σύνθετη διαδικασία αποτελείται από πολλά στοιχειώδη στάδια και η ταχύτητά της δεν θα καθοριστεί από τη συνολική ταχύτητα όλων των σταδίων, αλλά μόνο από ένα από τα πιο αργά στάδια, που ονομάζεται περιορίζοντας.

Κάθε αντίδραση έχει τη δική της Σειρά. Καθορίσει ιδιωτική (μερική) παραγγελίαμε αντιδραστήριο και γενική (πλήρης) τάξη. Για παράδειγμα, στην έκφραση για το ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης για μια διεργασία

a A + b B = προϊόντα

υ = κ·[ ΕΝΑ] ένα·[ σι] σι

ένα– παραγγελία ανά αντιδραστήριο ΑΛΛΑ

σι — παραγγελία ανά αντιδραστήριο ΣΤΟ

Γενική διαταγή ένα + σι = n

Για απλές διαδικασίεςη σειρά αντίδρασης δείχνει τον αριθμό των σωματιδίων που αντιδρούν (συμπίπτει με στοιχειομετρικούς συντελεστές) και παίρνει ακέραιες τιμές. Για σύνθετες διαδικασίεςη σειρά της αντίδρασης δεν συμπίπτει με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές και μπορεί να είναι οποιαδήποτε.

Ας προσδιορίσουμε τους παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης υ.

Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων
καθορίζεται από το νόμο της μαζικής δράσης: υ = κ[ ΕΝΑ] ένα·[ σι] σι

Προφανώς, με την αύξηση των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων, το υ αυξάνεται, γιατί ο αριθμός των συγκρούσεων μεταξύ των ουσιών που συμμετέχουν στη χημική διαδικασία αυξάνεται. Επιπλέον, είναι σημαντικό να λάβετε υπόψη τη σειρά της αντίδρασης: εάν n=1για κάποιο αντιδραστήριο, τότε ο ρυθμός του είναι ευθέως ανάλογος με τη συγκέντρωση αυτής της ουσίας. Εάν για οποιοδήποτε αντιδραστήριο n=2, τότε ο διπλασιασμός της συγκέντρωσής του θα οδηγήσει σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης κατά 2 2 \u003d 4 φορές και η αύξηση της συγκέντρωσης κατά 3 φορές θα επιταχύνει την αντίδραση κατά 3 2 \u003d 9 φορές.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης

Το θέμα «Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης» είναι ίσως το πιο περίπλοκο και αμφιλεγόμενο στο σχολικό πρόγραμμα. Αυτό οφείλεται στην πολυπλοκότητα της ίδιας της χημικής κινητικής, ενός από τους κλάδους της φυσικής χημείας. Ο ίδιος ο ορισμός της έννοιας του "ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης" είναι ήδη διφορούμενος (βλ., για παράδειγμα, το άρθρο του L.S. Guzey στην εφημερίδα "Chemistry", 2001, No. 28,
με. 12). Περισσότερο περισσότερα προβλήματαπροκύπτει όταν προσπαθείτε να εφαρμόσετε τον νόμο της δράσης της μάζας για τον ρυθμό αντίδρασης σε οποιοδήποτε χημικά συστήματα, επειδή το εύρος των αντικειμένων για τα οποία είναι δυνατή μια ποσοτική περιγραφή των κινητικών διεργασιών εντός του σχολικό πρόγραμμα σπουδών, πολύ στενό. Θα ήθελα να τονίσω την λανθασμένη χρήση του νόμου της δράσης μάζας για τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης σε χημική ισορροπία.
Ταυτόχρονα, θα ήταν λάθος να αρνηθούμε καθόλου να εξετάσουμε αυτό το θέμα στο σχολείο. Οι ιδέες για τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης είναι πολύ σημαντικές στη μελέτη πολλών φυσικών και τεχνολογικών διεργασιών· χωρίς αυτές, είναι αδύνατο να μιλήσουμε για κατάλυση και καταλύτες, συμπεριλαμβανομένων των ενζύμων. Αν και όταν συζητούνται οι μετασχηματισμοί των ουσιών, χρησιμοποιούνται κυρίως ποιοτικές ιδέες για τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης, η εισαγωγή των απλούστερων ποσοτικών αναλογιών είναι ακόμα επιθυμητή, ειδικά για στοιχειώδεις αντιδράσεις.
Στο δημοσιευμένο άρθρο εξετάζονται με αρκετή λεπτομέρεια τα ζητήματα της χημικής κινητικής, τα οποία μπορούν να συζητηθούν στο σχολικά μαθήματαχημεία. Αποκλεισμός από το μάθημα σχολική χημείααμφιλεγόμενα και αμφιλεγόμενα σημεία αυτού του θέματος είναι ιδιαίτερα σημαντικά για εκείνους τους μαθητές που πρόκειται να συνεχίσουν χημική εκπαίδευσηστο Πανεπιστήμιο. Άλλωστε, η γνώση που αποκτάται στο σχολείο συχνά έρχεται σε σύγκρουση με την επιστημονική πραγματικότητα.

Οι χημικές αντιδράσεις μπορεί να διαφέρουν σημαντικά χρονικά. Ένα μείγμα υδρογόνου και οξυγόνου σε θερμοκρασία δωματίου μπορεί να παραμείνει ουσιαστικά αμετάβλητο για μεγάλο χρονικό διάστημα, αλλά κατά την πρόσκρουση ή την ανάφλεξη, θα συμβεί έκρηξη. Η σιδερένια πλάκα σκουριάζει αργά και ένα κομμάτι λευκού φωσφόρου αναφλέγεται αυθόρμητα στον αέρα. Είναι σημαντικό να γνωρίζουμε πόσο γρήγορα προχωρά μια συγκεκριμένη αντίδραση για να μπορέσουμε να ελέγξουμε την πρόοδό της.

ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ

ποσοτικός χαρακτηριστικό τουΤο πόσο γρήγορα προχωρά μια δεδομένη αντίδραση είναι ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης, δηλαδή ο ρυθμός κατανάλωσης των αντιδραστηρίων ή ο ρυθμός εμφάνισης των προϊόντων. Σε αυτή την περίπτωση, δεν έχει σημασία ποια από τις ουσίες που εμπλέκονται στην αντίδραση είναι υπό συζήτηση, αφού όλες συνδέονται μεταξύ τους μέσω της εξίσωσης αντίδρασης. Αλλάζοντας την ποσότητα μιας από τις ουσίες, μπορεί κανείς να κρίνει τις αντίστοιχες αλλαγές στις ποσότητες όλων των άλλων.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης () ονομάζεται η μεταβολή στην ποσότητα της ουσίας του αντιδρώντος ή του προϊόντος () ανά μονάδα χρόνου () ανά μονάδα όγκου (V):

= /(V ).

Ρυθμός αντίδρασης σε αυτή η υπόθεσησυνήθως εκφράζεται σε mol/(l s).

Η παραπάνω έκφραση αναφέρεται σε ομοιογενείς χημικές αντιδράσεις που συμβαίνουν σε ένα ομοιογενές μέσο, για παράδειγμα μεταξύ αερίων ή σε διάλυμα:

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3,

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

Στις επιφάνειες επαφής λαμβάνουν χώρα ετερογενείς χημικές αντιδράσεις στερεόςκαι αέριο, στερεό και υγρό κ.λπ. Οι ετερογενείς αντιδράσεις περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, αντιδράσεις μετάλλων με οξέα:

Fe + 2HCl \u003d FeCl 2 + H 2.

Στο ε εκείνη την περίπτωση ο ρυθμός μιας αντίδρασης είναι η αλλαγή στην ποσότητα ενός αντιδρώντος ή προϊόντος () ανά μονάδα χρόνου() ανά μονάδα επιφάνειας (S):

= /(μικρό ).

Ο ρυθμός μιας ετερογενούς αντίδρασης εκφράζεται σε mol/(m 2 s).

Για τον έλεγχο των χημικών αντιδράσεων, είναι σημαντικό όχι μόνο να μπορούμε να προσδιορίσουμε την ταχύτητά τους, αλλά και να ανακαλύψουμε ποιες συνθήκες τις επηρεάζουν. Κλάδος της χημείας που μελετά το ρυθμό των χημικών αντιδράσεων και την επίδραση σε αυτήν διάφορους παράγοντες, λέγεται χημική κινητική.

Συχνότητα σύγκρουσης σωματιδίων που αντιδρούν

Ο πιο σημαντικός παράγοντας, που καθορίζει τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης, - συγκέντρωση.

Καθώς η συγκέντρωση των αντιδρώντων αυξάνεται, ο ρυθμός της αντίδρασης συνήθως αυξάνεται. Για να εισέλθουν σε μια αντίδραση, δύο χημικά σωματίδια πρέπει να πλησιάσουν το ένα το άλλο, επομένως ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από τον αριθμό των συγκρούσεων μεταξύ τους. Αύξηση του αριθμού των σωματιδίων μέσα δεδομένου όγκουοδηγεί σε συχνότερες συγκρούσεις και σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης.

Για ομοιογενείς αντιδράσεις, η αύξηση της συγκέντρωσης ενός ή περισσότερων αντιδρώντων θα αυξήσει τον ρυθμό της αντίδρασης. Με μείωση της συγκέντρωσης παρατηρείται το αντίθετο αποτέλεσμα. Η συγκέντρωση των ουσιών σε ένα διάλυμα μπορεί να αλλάξει με την προσθήκη ή την αφαίρεση αντιδρώντων ή ενός διαλύτη από τη σφαίρα της αντίδρασης. Στα αέρια, η συγκέντρωση μιας από τις ουσίες μπορεί να αυξηθεί με την εισαγωγή μιας επιπλέον ποσότητας αυτής της ουσίας στο μείγμα της αντίδρασης. Συγκεντρώσεις όλων αέριες ουσίεςμπορεί να αυξηθεί ταυτόχρονα μειώνοντας τον όγκο που καταλαμβάνει το μείγμα. Σε αυτή την περίπτωση, ο ρυθμός αντίδρασης θα αυξηθεί. Η αύξηση της έντασης έχει το αντίθετο αποτέλεσμα.

Ο ρυθμός των ετερογενών αντιδράσεων εξαρτάται από επιφάνεια επαφής ουσιών, δηλ. σχετικά με τον βαθμό λείανσης των ουσιών, την πληρότητα της ανάμειξης των αντιδραστηρίων, καθώς και την κατάσταση των κρυσταλλικών δομών στερεά. Οποιαδήποτε διαταραχή στην κρυσταλλική δομή προκαλεί αύξηση αντιδραστικότηταστερεά, γιατί να καταστρέψει ένα δυνατό κρυσταλλική δομήαπαιτείται πρόσθετη ενέργεια.

Σκεφτείτε την καύση του ξύλου. Ένα ολόκληρο κούτσουρο καίγεται σχετικά αργά στον αέρα. Εάν αυξήσετε την επιφάνεια επαφής του ξύλου με τον αέρα, χωρίζοντας το κούτσουρο σε ροκανίδια, ο ρυθμός καύσης θα αυξηθεί. Ταυτόχρονα, το ξύλο καίγεται πολύ πιο γρήγορα σε καθαρό οξυγόνο παρά στον αέρα, ο οποίος περιέχει μόνο περίπου 20% οξυγόνο.

Για να συμβεί μια χημική αντίδραση, τα σωματίδια πρέπει να συγκρούονται - άτομα, μόρια ή ιόντα. Ως αποτέλεσμα των συγκρούσεων, τα άτομα αναδιατάσσονται και δημιουργούνται νέοι χημικοί δεσμοί, γεγονός που οδηγεί στο σχηματισμό νέων ουσιών. Η πιθανότητα μιας σύγκρουσης δύο σωματιδίων είναι αρκετά υψηλή, η πιθανότητα μιας ταυτόχρονης σύγκρουσης τριών σωματιδίων είναι πολύ μικρότερη. Μια ταυτόχρονη σύγκρουση τεσσάρων σωματιδίων είναι εξαιρετικά απίθανη. Επομένως, οι περισσότερες αντιδράσεις προχωρούν σε διάφορα στάδια, σε καθένα από τα οποία αλληλεπιδρούν όχι περισσότερα από τρία σωματίδια.

Η αντίδραση οξείδωσης του υδροβρωμιούχου προχωρά με αξιοσημείωτο ρυθμό στους 400–600 °C:

4HBr + O 2 \u003d 2H 2 O + 2Br 2.

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, πέντε μόρια πρέπει να συγκρούονται ταυτόχρονα. Ωστόσο, η πιθανότητα ενός τέτοιου γεγονότος είναι πρακτικά μηδενική. Επιπλέον, πειραματικές μελέτες έχουν δείξει ότι η αύξηση της συγκέντρωσης - είτε οξυγόνου είτε υδροβρώμιου - αυξάνει τον ρυθμό αντίδρασης κατά τον ίδιο αριθμό φορών. Και αυτό παρά το γεγονός ότι για κάθε μόριο οξυγόνου καταναλώνονται τέσσερα μόρια υδροβρωμίου.

Μια λεπτομερής εξέταση αυτής της διαδικασίας δείχνει ότι προχωρά σε διάφορα στάδια:

1) HBr + O 2 = HOOVr (αργή αντίδραση).

2) HOOVr + HBr = 2NOVr (ταχεία αντίδραση);

3) NOVr + HBr = H 2 O + Br 2 (ταχεία αντίδραση).

Οι αντιδράσεις αυτές, τα λεγόμενα στοιχειώδεις αντιδράσεις, αντανακλούν μηχανισμός αντίδρασηςοξείδωση υδροβρωμίου με οξυγόνο. Είναι σημαντικό να σημειωθεί ότι μόνο δύο μόρια εμπλέκονται σε κάθε μία από τις ενδιάμεσες αντιδράσεις. Προσθέτοντας τις δύο πρώτες εξισώσεις και δύο φορές η τρίτη δίνει συνοπτική εξίσωσηαντιδράσεις. Ο συνολικός ρυθμός αντίδρασης καθορίζεται από την πιο αργή ενδιάμεση αντίδραση, στην οποία αλληλεπιδρούν ένα μόριο υδροβρωμίου και ένα μόριο οξυγόνου.

Ο ρυθμός των στοιχειωδών αντιδράσεων είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των μοριακών συγκεντρώσεων με (μεείναι η ποσότητα της ουσίας ανά μονάδα όγκου, με = /V) αντιδραστήρια που λαμβάνονται σε ισχύ ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές τους ( νόμος της μαζικής δράσηςγια το ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης). Αυτό ισχύει μόνο για εξισώσεις αντίδρασης που αντικατοπτρίζουν τους μηχανισμούς του πραγματικού χημικές διεργασίεςόταν οι στοιχειομετρικοί συντελεστές μπροστά από τους τύπους των αντιδραστηρίων αντιστοιχούν στον αριθμό των σωματιδίων που αλληλεπιδρούν.

Σύμφωνα με τον αριθμό των μορίων που αλληλεπιδρούν στην αντίδραση, οι αντιδράσεις διακρίνονται σε μονομοριακές, διμοριακές και τριμοριακές. Για παράδειγμα, η διάσταση του μοριακού ιωδίου σε άτομα: I 2 \u003d 2I - μια μονομοριακή αντίδραση.

Η αλληλεπίδραση του ιωδίου με το υδρογόνο: I 2 + H 2 \u003d 2HI - μια διμοριακή αντίδραση. Ο νόμος της δράσης της μάζας για χημικές αντιδράσεις διαφορετικής μοριακής ικανότητας είναι γραμμένος με διαφορετικούς τρόπους.

Μονομοριακές αντιδράσεις:

A = B + C,

= kcΕΝΑ ,

που κείναι η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης.

Διμοριακές αντιδράσεις:

= kcΕΝΑ ντοΣΤΟ.

Τριμοριακές αντιδράσεις:

= kc 2Α ντοΣΤΟ.

Ενέργεια ενεργοποίησης

σύγκρουση χημικά σωματίδιαοδηγεί σε χημική αλληλεπίδραση μόνο εάν τα συγκρουόμενα σωματίδια έχουν ενέργεια που υπερβαίνει μια ορισμένη τιμή. Εξετάστε την αλληλεπίδραση αερίων ουσιών που αποτελούνται από μόρια A 2 και B 2:

A 2 + B 2 \u003d 2AB.

Κατά τη διάρκεια μιας χημικής αντίδρασης, συμβαίνει η αναδιάταξη των ατόμων, που συνοδεύεται από ένα διάλειμμα χημικοί δεσμοίστις πρώτες ύλες και στο σχηματισμό δεσμών στα προϊόντα της αντίδρασης. Όταν τα μόρια που αντιδρούν συγκρούονται, τα λεγόμενα ενεργοποιημένο σύμπλεγμα, στην οποία ανακατανέμεται η πυκνότητα των ηλεκτρονίων και μόνο τότε λαμβάνεται το τελικό προϊόν της αντίδρασης:

Η ενέργεια που απαιτείται για τη μετάβαση των ουσιών στην κατάσταση ενός ενεργοποιημένου συμπλόκου ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης.

Δραστηριότητα ΧΗΜΙΚΕΣ ΟΥΣΙΕΣεκδηλώνεται στη χαμηλή ενέργεια ενεργοποίησης των αντιδράσεων με τη συμμετοχή τους. Όσο χαμηλότερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, τόσο υψηλότερος είναι ο ρυθμός αντίδρασης. Για παράδειγμα, στις αντιδράσεις μεταξύ κατιόντων και ανιόντων, η ενέργεια ενεργοποίησης είναι πολύ χαμηλή, επομένως τέτοιες αντιδράσεις προχωρούν σχεδόν αμέσως. Εάν η ενέργεια ενεργοποίησης είναι υψηλή, τότε ένα πολύ μικρό μέρος των συγκρούσεων οδηγεί στο σχηματισμό νέων ουσιών. Έτσι, ο ρυθμός αντίδρασης μεταξύ υδρογόνου και οξυγόνου σε θερμοκρασία δωματίου είναι πρακτικά μηδέν.

Έτσι, ο ρυθμός αντίδρασης επηρεάζεται από τη φύση των αντιδρώντων. Εξετάστε, για παράδειγμα, τις αντιδράσεις των μετάλλων με τα οξέα. Αν βάλουμε πανομοιότυπα κομμάτια χαλκού, ψευδαργύρου, μαγνησίου και σιδήρου σε δοκιμαστικούς σωλήνες με αραιό θειικό οξύ, μπορούμε να δούμε ότι η ένταση της απελευθέρωσης φυσαλίδων αερίου υδρογόνου, που χαρακτηρίζει τον ρυθμό αντίδρασης, διαφέρει σημαντικά για αυτά τα μέταλλα. Σε δοκιμαστικό σωλήνα με μαγνήσιο παρατηρείται ταχεία εξέλιξη υδρογόνου, σε δοκιμαστικό σωλήνα με ψευδάργυρο απελευθερώνονται κάπως πιο ήρεμες φυσαλίδες αερίου. Η αντίδραση προχωρά ακόμη πιο αργά σε δοκιμαστικό σωλήνα με σίδηρο (Εικ.). Ο χαλκός δεν αντιδρά καθόλου με αραιό θειικό οξύ. Έτσι, ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από τη δραστηριότητα του μετάλλου.

Κατά την αντικατάσταση του θειικού οξέος (ισχυρό οξύ) με οξικό ( ασθενές οξύ) ο ρυθμός αντίδρασης επιβραδύνεται σημαντικά σε όλες τις περιπτώσεις. Μπορούμε να συμπεράνουμε ότι η φύση και των δύο αντιδρώντων, τόσο του μετάλλου όσο και του οξέος, επηρεάζει την ταχύτητα της αντίδρασης ενός μετάλλου με ένα οξύ.

Υψώνω θερμοκρασίαοδηγεί σε αύξηση της κινητικής ενέργειας των χημικών σωματιδίων, δηλ. αυξάνει τον αριθμό των σωματιδίων που έχουν ενέργεια μεγαλύτερη από την ενέργεια ενεργοποίησης. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, αυξάνεται και ο αριθμός των συγκρούσεων των σωματιδίων, γεγονός που αυξάνει τον ρυθμό της αντίδρασης σε κάποιο βαθμό. Ωστόσο, η αύξηση της απόδοσης των συγκρούσεων με την αύξηση της κινητικής ενέργειας έχει μεγαλύτερη επίδραση στον ρυθμό αντίδρασης από την αύξηση του αριθμού των συγκρούσεων.

Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά δέκα βαθμούς, η ταχύτητα αυξάνεται κατά έναν παράγοντα ίσο με τον συντελεστή θερμοκρασίας της ταχύτητας:

= Τ+10 /Τ .

Όταν η θερμοκρασία ανέβει από Τπριν Τ"
αναλογία ταχύτητας αντίδρασης Τ" και Τισοδυναμεί
συντελεστής θερμοκρασίας της ταχύτητας στην ισχύ ( Τ" – Τ)/10:

Τ" /Τ = (Τ"–Τ)/10.

Για πολλές ομοιογενείς αντιδράσεις, ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού είναι 24 (κανόνας van't Hoff). Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία μπορεί να εντοπιστεί από το παράδειγμα της αλληλεπίδρασης του οξειδίου του χαλκού(II) με το αραιό θειικό οξύ. Σε θερμοκρασία δωματίου, η αντίδραση προχωρά πολύ αργά. Όταν θερμαίνεται, το μείγμα της αντίδρασης γίνεται γρήγορα μπλε λόγω του σχηματισμού θειικού χαλκού(II):

CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O.

Καταλύτες και αναστολείς

Πολλές αντιδράσεις μπορούν να επιταχυνθούν ή να επιβραδυνθούν με την εισαγωγή ορισμένων ουσιών. Οι προστιθέμενες ουσίες δεν συμμετέχουν στην αντίδραση και δεν καταναλώνονται κατά την πορεία της, αλλά έχουν σημαντική επίδραση στον ρυθμό αντίδρασης. Αυτές οι ουσίες αλλάζουν τον μηχανισμό αντίδρασης (συμπεριλαμβανομένης της σύνθεσης του ενεργοποιημένου συμπλόκου) και μειώνουν την ενέργεια ενεργοποίησης, γεγονός που εξασφαλίζει την επιτάχυνση των χημικών αντιδράσεων. Οι ουσίες που επιταχύνουν τις αντιδράσεις ονομάζονται καταλύτεςκαι το ίδιο το φαινόμενο μιας τέτοιας επιτάχυνσης της αντίδρασης - κατάλυση.

Πολλές αντιδράσεις προχωρούν πολύ αργά ή καθόλου απουσία καταλυτών. Μία από αυτές τις αντιδράσεις είναι η αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου:

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

Αν βυθιστεί σε δοχείο με υδατικό διάλυμαυπεροξείδιο του υδρογόνου ένα κομμάτι στερεού διοξειδίου του μαγγανίου, τότε θα αρχίσει μια ταχεία απελευθέρωση οξυγόνου. Μετά την απομάκρυνση του διοξειδίου του μαγγανίου, η αντίδραση ουσιαστικά σταματά. Με τη ζύγιση, είναι εύκολο να επαληθευτεί ότι το διοξείδιο του μαγγανίου δεν καταναλώνεται σε αυτή τη διαδικασία - καταλύει μόνο την αντίδραση.

Ανάλογα με το αν είναι ίδιο ή διαφορετικό καταστάσεις συνάθροισηςυπάρχει καταλύτης και αντιδρώντα, διάκριση μεταξύ ομογενούς και ετερογενούς κατάλυσης.

Στην ομοιογενή κατάλυση, ο καταλύτης μπορεί να επιταχύνει την αντίδραση σχηματίζοντας ενδιάμεσα μέσα μέσω αλληλεπίδρασης με ένα από τα αρχικά αντιδρώντα. Για παράδειγμα:

Στην ετερογενή κατάλυση, η χημική αντίδραση λαμβάνει χώρα συνήθως στην επιφάνεια του καταλύτη:

Οι καταλύτες είναι ευρέως διαδεδομένοι στη φύση. Σχεδόν όλοι οι μετασχηματισμοί ουσιών σε ζωντανούς οργανισμούς προχωρούν με τη συμμετοχή οργανικών καταλυτών – ενζύμων.

Οι καταλύτες χρησιμοποιούνται στη χημική παραγωγή για την επιτάχυνση ορισμένων διεργασιών. Εκτός από αυτά, χρησιμοποιούνται επίσης ουσίες που επιβραδύνουν τις χημικές αντιδράσεις, - αναστολείς. Με τη βοήθεια αναστολέων, ειδικότερα, προστατεύουν τα μέταλλα από τη διάβρωση.

Παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης

Αυξήστε την ταχύτητα	Μειώστε ταχύτητα
Η παρουσία χημικά ενεργών αντιδραστηρίων	Η παρουσία χημικά ανενεργών αντιδραστηρίων
Αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων	Μείωση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων
Αύξηση της επιφάνειας στερεών και υγρών αντιδραστηρίων	Μείωση της επιφάνειας στερεών και υγρών αντιδραστηρίων
Αύξηση θερμοκρασίας	Πτώση θερμοκρασίας
Η παρουσία ενός καταλύτη	Η παρουσία ενός αναστολέα

ΚΑΘΗΚΟΝΤΑ

1. Προσδιορίστε το ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης. Γράψε μια έκφραση κινητικός νόμοςδρώντες μάζες για τις ακόλουθες αντιδράσεις:

α) 2C (tv.) + O 2 (g.) \u003d 2CO (g.);

β) 2НI (g.) \u003d H 2 (g.) + I 2 (g.).

2. Τι καθορίζει τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης; Δώστε μια μαθηματική έκφραση για την εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία.

3. Υποδείξτε πώς επηρεάζει τον ρυθμό αντίδρασης (σε σταθερό όγκο):

α) αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων.

β) άλεση ενός στερεού αντιδραστηρίου.
γ) μείωση της θερμοκρασίας.
δ) εισαγωγή καταλύτη.
ε) μείωση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων.
ε) αύξηση θερμοκρασίας.
ζ) εισαγωγή ενός αναστολέα.
η) μείωση της συγκέντρωσης των προϊόντων.

4. Υπολογίστε το ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης

CO (g) + H 2 O (g) \u003d CO 2 (g) + H 2 (g)

σε δοχείο χωρητικότητας 1 λίτρου, εάν μετά από 1 λεπτό και 30 δευτερόλεπτα μετά την έναρξή του, η ποσότητα της ουσίας υδρογόνου ήταν 0,32 mol και μετά από 2 λεπτά και 10 δευτερόλεπτα έγινε 0,44 mol. Πώς θα επηρεάσει η αύξηση της συγκέντρωσης CO τον ρυθμό αντίδρασης;

5. Ως αποτέλεσμα μιας αντίδρασης, σχηματίστηκαν 6,4 g υδροϊωδίου σε μια ορισμένη χρονική περίοδο και σε μια άλλη αντίδραση υπό τις ίδιες συνθήκες, 6,4 g διοξειδίου του θείου. Συγκρίνετε τους ρυθμούς αυτών των αντιδράσεων. Πώς θα αλλάξουν οι ρυθμοί αυτών των αντιδράσεων με την αύξηση της θερμοκρασίας;

6. Προσδιορίστε τον ρυθμό αντίδρασης

CO (g.) + Cl 2 (g.) \u003d COCl 2 (g.),

εάν 20 δευτερόλεπτα μετά την έναρξη της αντίδρασης, η αρχική ποσότητα ουσίας μονοξειδίου του άνθρακα (II) μειώθηκε από 6 mol κατά 3 φορές (ο όγκος του αντιδραστήρα είναι 100 l). Πώς θα αλλάξει ο ρυθμός αντίδρασης εάν χρησιμοποιηθεί λιγότερο ενεργό βρώμιο αντί για χλώριο; Πώς θα αλλάξει ο ρυθμός αντίδρασης με την εισαγωγή
α) καταλύτης β) αναστολέας;

7. Σε ποια περίπτωση είναι η αντίδραση

CaO (τηλεόραση) + CO 2 (g.) \u003d CaCO 3 (τηλεόραση)

τρέχει πιο γρήγορα: όταν χρησιμοποιείτε μεγάλα κομμάτια ή σκόνη οξειδίου του ασβεστίου; Υπολογίζω:
α) την ποσότητα της ουσίας· β) η μάζα του ανθρακικού ασβεστίου που σχηματίζεται σε 10 s, εάν η ταχύτητα αντίδρασης είναι 0,1 mol/(l s), ο όγκος του αντιδραστήρα είναι 1 λίτρο.

8. Η αλληλεπίδραση ενός δείγματος μαγνησίου με υδροχλωρικό οξύ HCl σας επιτρέπει να λάβετε 0,02 mol χλωριούχου μαγνησίου 30 δευτερόλεπτα μετά την έναρξη της αντίδρασης. Προσδιορίστε πόσο χρόνο χρειάζεται για να λάβετε 0,06 mol χλωριούχου μαγνησίου.

Ε) από 70 έως 40 °C, ο ρυθμός αντίδρασης μειώθηκε κατά 8 φορές.
ζ) από 60 σε 40 °C, ο ρυθμός αντίδρασης μειώθηκε κατά 6,25 φορές.
η) από 40 έως 10 °C, η ταχύτητα αντίδρασης μειώθηκε κατά 27 φορές.

11. Ο ιδιοκτήτης του αυτοκινήτου το έβαψε νέα βαφή, και στη συνέχεια διαπίστωσε ότι σύμφωνα με τις οδηγίες θα πρέπει να στεγνώσει για 3 ώρες στους 105 ° C. Πόσο καιρό θα στεγνώσει το χρώμα στους 25 ° C αν συντελεστής θερμοκρασίαςη αντίδραση πολυμερισμού στην οποία βασίζεται αυτή η διαδικασία είναι: α) 2; β) 3; στα 4?

ΑΠΑΝΤΗΣΕΙΣ ΣΤΙΣ ΕΡΓΑΣΙΕΣ

1. α) = kc(Ο 2); β) = kc(HI) 2 .

2. Τ+10 = Τ .

3. Ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται στις περιπτώσεις a, b, d, f; μειώνεται - c, e, g; δεν αλλάζει -

4. 0,003 mol/(l s). Καθώς η συγκέντρωση του CO αυξάνεται, ο ρυθμός της αντίδρασης αυξάνεται.

5. Ο ρυθμός της πρώτης αντίδρασης είναι 2 φορές μικρότερος.

6. 0,002 mol/(l s).

7. α) 1 mol; β) 100 γρ.

9. Οι ρυθμοί των αντιδράσεων e, g, h θα αυξηθούν κατά 2 φορές. 4 φορές - a, b, f; 8 φορές - μέσα, πόλη.

10. Συντελεστής θερμοκρασίας:

2 για αντιδράσεις b, f; = 2,5 – c, g; = 3 – e, h; = 3,5 – α, δ.

α) 768 ώρες (32 ημέρες, δηλαδή περισσότερο από 1 μήνα)·
β) 19.683 ώρες (820 ημέρες, δηλαδή πάνω από 2 χρόνια).
γ) 196.608 ώρες (8192 ημέρες, δηλ. 22 χρόνια).

Φυσική χημεία: σημειώσεις διάλεξης Berezovchuk A V

2. Παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης

Για ομοιογενείς, ετερογενείς αντιδράσεις:

1) συγκέντρωση αντιδρώντων ουσιών.

2) θερμοκρασία?

3) καταλύτης?

4) αναστολέας.

Μόνο για ετερογενή:

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.

Το μπλε ωχρότητα δείχνει 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 της αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων εκφράζεται με τον ΜΜΑ (νόμος δράσης 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 αυτή 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 του H 2 και του J 2 θα μειωθεί, η συγκέντρωση του 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 μεγάλη 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 αντίδραση αυξάνεται, δηλ. αυξάνεται η σταθερά του ρυθμού. Όμως η αύξηση της σταθεράς 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 η αποσύνθεση θα είναι ίσοι, αλλά αυτό είναι ήδη 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 αρχή 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 διεύθυνση. 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, του 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 να παρασκευαστεί ένα διάλυμα 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».

που ? – 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 της ενεργοποίησης, στη διαδικασία συμμετέχουν μόνο εκείνα τα μόρια, η ενέργεια των οποίων είναι μεγαλύτερη από τη μέση ενέργεια των μορίων κατά ένα ορισμένο ποσό. 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

που 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 μεταβολής 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 αντιδρώντα και ο καταλύτης βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης. Σχετικά με την κατάλυση βλέπε ξεχωριστά (περισσότερα).

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 πλακάκι μάρμαρο 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, όταν προσθέτουμε κονιοποιημένο μάρμαρο, ο χρόνος είναι μικρότερος από όταν προσθέτουμε 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. που? - εκτέλεση αντίδρασης - μια τιμή που δείχνει πόσα mol 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 χημικής αλληλεπίδρασης που συμβαίνουν ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου (ομογενής) 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 σε 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, αν και 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 προέκυψε με κάθε δύναμη το ερώτημα σχετικά με την αλυσιδωτή αντίδραση της σχάσης και σχετικά με τη δυνατότητα απόκτησης της καταστροφικής εκρηκτικής ενέργειας της σχάσης. 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 μετριέται 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 στα 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

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

Χημικές Μέθοδοι

Φυσικές Μέθοδοι

Μέθοδοι μέτρησης του ρυθμού αντίδρασης

Στο παραπάνω παράδειγμα, ο ρυθμός αντίδρασης μεταξύ ανθρακικού ασβεστίου και οξέος μετρήθηκε με μελέτη του όγκου του αερίου που εκλύθηκε ως συνάρτηση του χρόνου. Πειραματικά δεδομένα για τους ρυθμούς αντίδρασης μπορούν να ληφθούν με μέτρηση άλλων ποσοτήτων.

Αν αλλάξει η αντίδραση σύνολοαέριες ουσίες, τότε η ροή του μπορεί να παρατηρηθεί μετρώντας την πίεση του αερίου σε σταθερό όγκο. Σε περιπτώσεις όπου ένα από τα αρχικά υλικά ή ένα από τα προϊόντα της αντίδρασης είναι έγχρωμο, η πρόοδος της αντίδρασης μπορεί να παρακολουθηθεί παρατηρώντας την αλλαγή στο χρώμα του διαλύματος. Αλλα οπτική μέθοδοςείναι η μέτρηση της περιστροφής του επιπέδου πόλωσης του φωτός (αν οι αρχικές ουσίες και τα προϊόντα αντίδρασης έχουν διαφορετική περιστροφική ικανότητα).

Ορισμένες αντιδράσεις συνοδεύονται από αλλαγή στον αριθμό των ιόντων στο διάλυμα. Σε τέτοιες περιπτώσεις, ο ρυθμός αντίδρασης μπορεί να μελετηθεί με μέτρηση ηλεκτρική αγωγιμότηταλύση. ΣΤΟ επόμενο κεφάλαιοκάποιο άλλο ηλεκτροχημικές μεθόδους, το οποίο μπορεί να χρησιμοποιηθεί για τη μέτρηση των ρυθμών αντίδρασης.

Η πρόοδος της αντίδρασης μπορεί να παρακολουθηθεί μετρώντας τη συγκέντρωση ενός από τους συμμετέχοντες στην αντίδραση με την πάροδο του χρόνου χρησιμοποιώντας μια ποικιλία μεθόδων. χημική ανάλυση. Η αντίδραση διεξάγεται σε θερμοστημένο δοχείο. Σε ορισμένα χρονικά διαστήματα, λαμβάνεται δείγμα του διαλύματος (ή αερίου) από το δοχείο και προσδιορίζεται η συγκέντρωση ενός από τα συστατικά. Για να ληφθούν αξιόπιστα αποτελέσματα, είναι σημαντικό να μην εμφανίζεται καμία αντίδραση στο δείγμα που λαμβάνεται για ανάλυση. Αυτό επιτυγχάνεται με χημική δέσμευση ενός από τα αντιδραστήρια, ταχεία ψύξη ή αραίωση του διαλύματος.

Πειραματικές μελέτεςδείχνουν ότι ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από πολλούς παράγοντες. Ας εξετάσουμε πρώτα την επίδραση αυτών των παραγόντων σε ποιοτικό επίπεδο.

1.Η φύση των αντιδρώντων.Από την εργαστηριακή πρακτική, γνωρίζουμε ότι η εξουδετέρωση ενός οξέος από μια βάση

H + + OH - ® H 2 O

αλληλεπίδραση αλάτων με το σχηματισμό μιας ελάχιστα διαλυτής ένωσης

Ag + + Cl – ® AgCl

και άλλες αντιδράσεις στα διαλύματα ηλεκτρολυτών συμβαίνουν πολύ γρήγορα. Ο χρόνος που απαιτείται για να ολοκληρωθούν τέτοιες αντιδράσεις μετριέται σε χιλιοστά του δευτερολέπτου ή ακόμη και σε μικροδευτερόλεπτα. Αυτό είναι απολύτως κατανοητό, γιατί η ουσία τέτοιων αντιδράσεων είναι η προσέγγιση και ο συνδυασμός φορτισμένων σωματιδίων με φορτία αντίθετου πρόσημου.

Σε αντίθεση ιοντικές αντιδράσειςαλληλεπίδραση μεταξύ ομοιοπολικής δεσμευμένα μόριασυνήθως προχωρά πολύ πιο αργά. Πράγματι, κατά τη διάρκεια της αντίδρασης μεταξύ τέτοιων σωματιδίων, οι δεσμοί στα μόρια των αρχικών ουσιών πρέπει να σπάσουν. Για να γίνει αυτό, τα συγκρουόμενα μόρια πρέπει να έχουν ένα ορισμένο ποσό ενέργειας. Επιπλέον, εάν τα μόρια είναι αρκετά πολύπλοκα, για να συμβεί αντίδραση μεταξύ τους, πρέπει να προσανατολιστούν στο χώρο με συγκεκριμένο τρόπο.

2. Συγκέντρωση αντιδραστηρίου. Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης, με άλλα ίσους όρους, εξαρτάται από τον αριθμό των συγκρούσεων των σωματιδίων που αντιδρούν ανά μονάδα χρόνου. Η πιθανότητα συγκρούσεων εξαρτάται από τον αριθμό των σωματιδίων ανά μονάδα όγκου, δηλ. από συγκέντρωση. Επομένως, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται με την αύξηση της συγκέντρωσης.

3. Η φυσική κατάστασηουσίες. Σε ομοιογενή συστήματα, ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από τον αριθμό των συγκρούσεων σωματιδίων όγκος διαλύματος(ή αέριο). Σε ετερογενή συστήματα χημική αλληλεπίδρασησε εξέλιξη στη διεπαφή. Η αύξηση της επιφάνειας ενός στερεού κατά τη διάρκεια της άλεσής του διευκολύνει την πρόσβαση των σωματιδίων που αντιδρούν στα σωματίδια του στερεού, γεγονός που οδηγεί σε σημαντική επιτάχυνση της αντίδρασης.

4. Θερμοκρασίαέχει σημαντική επίδραση στον ρυθμό των διαφόρων χημικών και βιολογικές διεργασίες. Με την αύξηση της θερμοκρασίας, η κινητική ενέργεια των σωματιδίων αυξάνεται και, κατά συνέπεια, αυξάνεται το κλάσμα των σωματιδίων των οποίων η ενέργεια είναι επαρκής για χημική αλληλεπίδραση.

5. Στερικός παράγονταςχαρακτηρίζει την ανάγκη για αμοιβαίο προσανατολισμό των σωματιδίων που αντιδρούν. Όσο πιο πολύπλοκα είναι τα μόρια, τόσο μικρότερη είναι η πιθανότητα του σωστού προσανατολισμού τους, τόσο μικρότερη είναι η αποτελεσματικότητα των συγκρούσεων.

6. Διαθεσιμότητα καταλυτών.Οι καταλύτες είναι ουσίες που αλλάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης.Εισάγονται στο σύστημα αντίδρασης σε μικρές ποσότητες και παραμένουν αμετάβλητα μετά την αντίδραση, είναι ικανά να αλλάξουν εξαιρετικά τον ρυθμό της διαδικασίας.

Οι κύριοι παράγοντες από τους οποίους εξαρτάται η ταχύτητα αντίδρασης θα συζητηθούν λεπτομερέστερα παρακάτω.

ΟΡΙΣΜΟΣ

Χημική κινητική- τη μελέτη των ρυθμών και των μηχανισμών των χημικών αντιδράσεων.

Η μελέτη των ρυθμών των αντιδράσεων, η λήψη δεδομένων για τους παράγοντες που επηρεάζουν την ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης, καθώς και η μελέτη των μηχανισμών των χημικών αντιδράσεων πραγματοποιείται πειραματικά.

ΟΡΙΣΜΟΣ

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης- μεταβολή της συγκέντρωσης ενός από τα αντιδρώντα ή τα προϊόντα αντίδρασης ανά μονάδα χρόνου με σταθερό όγκο του συστήματος.

Η ταχύτητα του ομοιογενούς και ετερογενείς αντιδράσειςορίζονται διαφορετικά.

Ο ορισμός ενός μέτρου της ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης μπορεί να γραφτεί ως μαθηματική μορφή. Έστω - ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης σε ένα ομοιογενές σύστημα, n B - ο αριθμός γραμμομορίων οποιασδήποτε από τις ουσίες που προκύπτουν από την αντίδραση, V - ο όγκος του συστήματος, - ο χρόνος. Τότε στο όριο:

Αυτή η εξίσωση μπορεί να απλοποιηθεί - ο λόγος της ποσότητας της ουσίας προς τον όγκο είναι μοριακή συγκέντρωσηουσίες n B /V = c B , από όπου dn B / V = dc B και τέλος:

Στην πράξη, οι συγκεντρώσεις μιας ή περισσότερων ουσιών μετρώνται σε συγκεκριμένα χρονικά διαστήματα. Οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών μειώνονται με το χρόνο, ενώ οι συγκεντρώσεις των προϊόντων αυξάνονται (Εικ. 1).

Ρύζι. 1. Μεταβολή της συγκέντρωσης της αρχικής ουσίας (α) και του προϊόντος της αντίδρασης (β) με το χρόνο

Παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης

Παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης είναι: η φύση των αντιδρώντων, οι συγκεντρώσεις τους, η θερμοκρασία, η παρουσία καταλυτών στο σύστημα, η πίεση και ο όγκος (στην αέρια φάση).

Η επίδραση της συγκέντρωσης στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης σχετίζεται με τον βασικό νόμο της χημικής κινητικής - τον νόμο της δράσης μάζας (LMA): ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων που αυξάνονται στο δύναμη των στοιχειομετρικών τους συντελεστών. Το PDM δεν λαμβάνει υπόψη τη συγκέντρωση ουσιών στη στερεά φάση σε ετερογενή συστήματα.

Για την αντίδραση mA + nB = pC + qD, η μαθηματική έκφραση του MAP θα γραφεί:

K × C A m × C B n

K × [A] m × [B] n,

όπου k είναι η σταθερά ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης, η οποία είναι η ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης σε συγκέντρωση αντιδρώντων 1 mol/l. Σε αντίθεση με τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης, το k δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων. Όσο υψηλότερο είναι το k, τόσο πιο γρήγορα προχωρά η αντίδραση.

Η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη θερμοκρασία καθορίζεται από τον κανόνα van't Hoff. Κανόνας του Van't Hoff: με κάθε αύξηση δέκα βαθμών της θερμοκρασίας, ο ρυθμός των περισσότερων χημικών αντιδράσεων αυξάνεται κατά περίπου 2 έως 4 φορές. Μαθηματική έκφραση:

(T 2) \u003d (T 1) × (T2-T1) / 10,

πού είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας van't Hoff, που δείχνει πόσες φορές ο ρυθμός αντίδρασης αυξήθηκε με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 o C.

Μοριακότητα και σειρά αντίδρασης

Η μοριακή ικανότητα της αντίδρασης καθορίζεται από τον ελάχιστο αριθμό μορίων που αλληλεπιδρούν ταυτόχρονα (συμμετέχουν στη στοιχειώδη δράση). Διακρίνω:

- μονομοριακές αντιδράσεις (αντιδράσεις αποσύνθεσης μπορούν να χρησιμεύσουν ως παράδειγμα)

N 2 O 5 \u003d 2NO 2 + 1 / 2O 2

K × C, -dC/dt = kC

Ωστόσο, δεν είναι όλες οι αντιδράσεις που υπακούουν σε αυτή την εξίσωση μονομοριακές.

- διμοριακή

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH \u003d CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

K × C 1 × C 2, -dC/dt = k × C 1 × C 2

- τριμοριακή (πολύ σπάνια).

Η μοριακή ικανότητα μιας αντίδρασης καθορίζεται από τον πραγματικό μηχανισμό της. Είναι αδύνατο να προσδιοριστεί η μοριακότητά του γράφοντας την εξίσωση της αντίδρασης.

Η σειρά της αντίδρασης καθορίζεται από τη μορφή κινητική εξίσωσηαντιδράσεις. Αυτός ισούται με το άθροισμαδείκτες των βαθμών συγκέντρωσης σε αυτή την εξίσωση. Για παράδειγμα:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

K × C 1 2 × C 2 - τρίτη τάξη

Η σειρά της αντίδρασης μπορεί να είναι κλασματική. Σε αυτή την περίπτωση, προσδιορίζεται πειραματικά. Αν η αντίδραση προχωρήσει σε ένα στάδιο, τότε η σειρά της αντίδρασης και η μορικότητά της συμπίπτουν, αν είναι σε πολλά στάδια, τότε η σειρά καθορίζεται από το πιο αργό στάδιο και είναι ίση με τη μοριακότητα αυτής της αντίδρασης.

Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων

ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ 1

Ασκηση

Η αντίδραση προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση 2A + B = 4C. Η αρχική συγκέντρωση της ουσίας Α είναι 0,15 mol/l και μετά από 20 δευτερόλεπτα είναι 0,12 mol/l. Υπολογίστε τη μέση ταχύτητα αντίδρασης.

Απόφαση

Ας γράψουμε έναν τύπο για τον υπολογισμό μέση ταχύτηταχημική αντίδραση: