Süsteemid. Aga antud väärtus ei peegelda reaalne võimalus reaktsiooni edenemine, tema kiirust ja mehhanism.

Keemilise reaktsiooni täielikuks kujutamiseks peab olema teadmine, millised ajalised mustrid eksisteerivad selle rakendamise ajal, st. keemilise reaktsiooni kiirus ja selle üksikasjalik mehhanism. Reaktsioonide kiirus ja mehhanism keemiline kineetika keemiliste protsesside teadus.

Vaatepunktist keemiline kineetika, reaktsioone saab klassifitseerida lihtsaks ja keeruliseks.

lihtsad reaktsioonid- protsessid, mis toimuvad ilma vaheühendite moodustumiseta. Selles osalevate osakeste arvu järgi jagunevad need monomolekulaarne, bimolekulaarne, trimolekulaarne. Rohkem kui 3 osakese kokkupõrge on ebatõenäoline, seega on trimolekulaarsed reaktsioonid üsna haruldased ja neljamolekulaarsed on teadmata. Komplekssed reaktsioonid - mitmest elementaarreaktsioonist koosnevad protsessid.

Iga protsess kulgeb oma kiirusega, mille saab määrata teatud aja jooksul toimuvate muutuste järgi. keskel keemilise reaktsiooni kiirus väljendatakse aine koguse muutusena n tarbitud või vastuvõetud aine mahuühikus V ajaühikus t.

υ = ± dn/ dt· V

Kui ainet tarbitakse, paneme märgi "-", kui see koguneb - "+"

Püsival helitugevusel:

υ = ± DC/ dt,

Reaktsioonikiiruse ühik mol/l s

Üldiselt on υ konstantne väärtus ja ei sõltu sellest, millist ainet me reaktsioonis järgime.

Reaktiivi või produkti kontsentratsiooni sõltuvus reaktsiooniajast on esitatud järgmiselt kineetiline kõver, mis näeb välja selline:

Mugavam on arvutada υ eksperimentaalsetest andmetest, kui ülaltoodud avaldised teisendada järgmiseks avaldisteks:

Aktiivsete masside seadus. Reaktsiooni järjekord ja kiiruskonstant

Üks sõnastus seadus tegutsevad massid kõlab nii: Elementaarse homogeense keemilise reaktsiooni kiirus on otseselt võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega.

Kui uuritav protsess on kujutatud järgmiselt:

a A + b B = tooted

siis saab väljendada keemilise reaktsiooni kiirust kineetiline võrrand:

υ = k [A] a [B] b või

υ = k C a A C b B

Siin [ A] ja [B] (C A jaC B) – reaktiivide kontsentratsioon,

a jab on lihtsa reaktsiooni stöhhiomeetrilised koefitsiendid,

k on reaktsioonikiiruse konstant.

Koguse keemiline tähendus k- See reaktsioonikiirusühekordsetes kontsentratsioonides. See tähendab, et kui ainete A ja B kontsentratsioonid on 1, siis υ = k.

Tuleb arvestada, et keerulistes keemilistes protsessides on koefitsiendid a jab ei sobi stöhhiomeetrilistega.

Massitegevuse seadus on täidetud mitmel tingimusel:

• Reaktsioon aktiveeritakse termiliselt, st. energiat termiline liikumine.
• Reaktiivide kontsentratsioon jaotub ühtlaselt.
• Keskkonna omadused ja tingimused protsessi käigus ei muutu.
• Keskkonnaomadused ei tohiks mõjutada k.

Keeruliste protsesside jaoks massilise tegevuse seadus ei saa rakendada. See on seletatav asjaoluga, et keeruline protsess koosneb mitmest elementaarsest etapist ja selle kiirust ei määra mitte kõigi etappide kogukiirus, vaid ainult üks aeglasemaid etappe, mis on nn. piirav.

Igal reaktsioonil on oma tellida. Määrake era (osaline) tellimus reaktiivi abil ja üldine (täielik) kord. Näiteks protsessi keemilise reaktsiooni kiiruse avaldises

a A + b B = tooted

υ = k·[ A] a·[ B] b

a– järjestamine reaktiivi järgi AGA

b — järjestada reaktiivi järgi AT

Üldine kord a + b = n

Sest lihtsad protsessid reaktsiooni järjekord näitab reageerivate osakeste arvu (kattub stöhhiomeetriliste koefitsientidega) ja võtab täisarvud. Sest keerulised protsessid reaktsiooni järjekord ei lange kokku stöhhiomeetriliste koefitsientidega ja võib olla mis tahes.

Määrame kindlaks keemilise reaktsiooni kiirust υ mõjutavad tegurid.

1. Reaktsiooni kiiruse sõltuvus reagentide kontsentratsioonist

   määratakse massitegevuse seadusega: υ = k[ A] a·[ B] b

Ilmselt suureneb reagentide kontsentratsiooni suurenedes υ, sest suureneb kokkupõrgete arv keemilises protsessis osalevate ainete vahel. Pealegi on oluline arvestada reaktsiooni järjekorda: kui see n = 1 mõne reagendi puhul on selle kiirus otseselt võrdeline selle aine kontsentratsiooniga. Kui mõne reaktiivi puhul n = 2, siis selle kontsentratsiooni kahekordistamine suurendab reaktsioonikiirust 2 2 \u003d 4 korda ja kontsentratsiooni suurendamine 3 korda kiirendab reaktsiooni 3 2 \u003d 9 korda.

Keemilise reaktsiooni kiirus

Teema "Keemilise reaktsiooni kiirus" on ehk kõige keerulisem ja vastuolulisem kooli õppekavas. Selle põhjuseks on füüsikalise keemia ühe haru, keemilise kineetika enda keerukus. Juba mõiste "keemilise reaktsiooni kiirus" määratlus on mitmetähenduslik (vt nt L.S. Guzey artiklit ajalehes "Chemistry", 2001, nr 28,
koos. 12). Rohkem rohkem probleeme tekib, kui proovitakse rakendada massimõju seadust reaktsioonikiiruse kohta mis tahes keemilised süsteemid, sest objektide hulk, mille kineetiliste protsesside kvantitatiivne kirjeldamine on võimalik kooli õppekava, väga kitsas. Tahaksin rõhutada massimõju seaduse kasutamise ebaõiget keemilise reaktsiooni kiirust keemilises tasakaalus.
Samas oleks vale keelduda seda teemat koolis üldse käsitlemast. Ideed keemilise reaktsiooni kiiruse kohta on väga olulised paljude looduslike ja tehnoloogiliste protsesside uurimisel, ilma nendeta ei saa rääkida katalüüsist ja katalüsaatoritest, sealhulgas ensüümidest. Kuigi ainete muundumiste käsitlemisel kasutatakse peamiselt kvalitatiivseid ideid keemilise reaktsiooni kiiruse kohta, on kõige lihtsamate kvantitatiivsete suhete kasutuselevõtt siiski soovitav, eriti elementaarreaktsioonide puhul.
Avaldatud artiklis käsitletakse piisavalt üksikasjalikult keemilise kineetika küsimusi, millest saab rääkida aadressil koolitunnid keemia. Kursuselt väljajätmine kooli keemia Selle teema vastuolulised ja vastuolulised punktid on eriti olulised nende õpilaste jaoks, kes kavatsevad jätkata keemiaharidusülikoolis. Koolis omandatud teadmised lähevad ju sageli vastuollu teadusliku reaalsusega.

Keemilised reaktsioonid võivad ajas oluliselt erineda. Vesiniku ja hapniku segu toatemperatuuril võib püsida praktiliselt muutumatuna pikka aega, kuid kokkupõrkel või süttimisel toimub plahvatus. Raudplaat roostetab aeglaselt ja tükike valget fosforit süttib õhu käes iseeneslikult. Selle kulgu kontrollimiseks on oluline teada, kui kiiresti konkreetne reaktsioon kulgeb.

Põhimõisted

kvantitatiivne iseloomulik kui kiiresti antud reaktsioon kulgeb, on keemilise reaktsiooni kiirus, st reaktiivide kulumise kiirus või toodete ilmumise kiirus. Sel juhul pole vahet, milline reaktsioonis osalevatest ainetest on kõne all, kuna need kõik on reaktsioonivõrrandi kaudu omavahel seotud. Ühe aine kogust muutes saab hinnata kõigi teiste koguste vastavaid muutusi.

Keemilise reaktsiooni kiirus () nimetatakse reagendi või toote aine koguse muutuseks () ajaühiku kohta () mahuühiku kohta (V):

= /(V ).

Reaktsioonikiirus sisse sel juhul tavaliselt väljendatakse mol/(l s).

Ülaltoodud väljend viitab homogeensetele keemilistele reaktsioonidele, mis toimuvad homogeenses keskkonnas, näiteks gaaside vahel või lahuses:

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

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

Kontaktpindadel toimuvad heterogeensed keemilised reaktsioonid tahke ja gaas, tahke ja vedel jne. Heterogeensed reaktsioonid hõlmavad näiteks metallide reaktsioone hapetega:

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

In e sel juhul reaktsiooni kiirus on reagendi või produkti koguse muutus () ajaühiku kohta() pindalaühiku kohta (S):

= /(S ).

Heterogeense reaktsiooni kiirust väljendatakse mol/(m 2 s).

Keemiliste reaktsioonide kontrolli all hoidmiseks on oluline mitte ainult nende kiiruse määramine, vaid ka teada saada, millised tingimused neid mõjutavad. Keemia haru, mis uurib keemiliste reaktsioonide kiirust ja mõju sellele erinevaid tegureid, kutsutakse keemiline kineetika.

Reageerivate osakeste kokkupõrke sagedus

Kõige olulisem tegur, mis määrab keemilise reaktsiooni kiiruse, - kontsentratsioon.

Reagentide kontsentratsiooni suurenedes reaktsiooni kiirus tavaliselt suureneb. Reaktsiooni sisenemiseks peavad kaks keemilist osakest üksteisele lähenema, seega sõltub reaktsiooni kiirus nendevaheliste kokkupõrgete arvust. Osakeste arvu suurenemine antud maht põhjustab sagedasemaid kokkupõrkeid ja reaktsioonikiiruse suurenemist.

Homogeensete reaktsioonide korral suurendab ühe või mitme reagendi kontsentratsiooni suurendamine reaktsiooni kiirust. Kontsentratsiooni vähenemisega täheldatakse vastupidist efekti. Ainete kontsentratsiooni lahuses saab muuta reageerivate ainete või lahusti lisamise või eemaldamise teel reaktsioonisfäärist. Gaasides saab ühe aine kontsentratsiooni suurendada, lisades reaktsioonisegusse täiendava koguse seda ainet. Kõigi kontsentratsioonid gaasilised ained saab samaaegselt suurendada, vähendades segu poolt hõivatud mahtu. Sel juhul reaktsioonikiirus suureneb. Helitugevuse suurendamisel on vastupidine mõju.

Heterogeensete reaktsioonide kiirus sõltub ainete kokkupuutepind, st. ainete jahvatusastme, reaktiivide segamise täielikkuse, samuti kristallstruktuuride oleku kohta tahked ained. Igasugune häire kristallstruktuuris põhjustab tõusu reaktsioonivõime tahked ained, sest hävitada tugevat kristallstruktuur on vaja lisaenergiat.

Mõelge puidu põlemisele. Terve palk põleb õhus suhteliselt aeglaselt. Kui suurendate puidu kokkupuute pinda õhuga, tükeldades palgi laastudeks, suureneb põlemiskiirus. Samas põleb puit puhtas hapnikus palju kiiremini kui õhus, mis sisaldab vaid umbes 20% hapnikku.

Keemilise reaktsiooni toimumiseks peavad osakesed – aatomid, molekulid või ioonid – põrkuma. Kokkupõrgete tagajärjel aatomid asetsevad ümber ja tekivad uued keemilised sidemed, mis viib uute ainete tekkeni. Kahe osakese kokkupõrke tõenäosus on üsna suur, kolme osakese samaaegse kokkupõrke tõenäosus on palju väiksem. Nelja osakese samaaegne kokkupõrge on äärmiselt ebatõenäoline. Seetõttu kulgeb enamik reaktsioone mitmes etapis, millest igaühes ei interakteeru rohkem kui kolm osakest.

Vesinikbromiidi oksüdatsioonireaktsioon kulgeb temperatuuril 400–600 °C märgatava kiirusega:

4HBr + O2 \u003d 2H2O + 2Br 2.

Reaktsioonivõrrandi järgi peab korraga põrkuma viis molekuli. Sellise sündmuse tõenäosus on aga praktiliselt null. Veelgi enam, eksperimentaalsed uuringud on näidanud, et kontsentratsiooni – kas hapniku või vesinikbromiidi – suurendamine suurendab reaktsiooni kiirust sama palju kordi. Ja seda hoolimata asjaolust, et iga hapnikumolekuli kohta kulub neli vesinikbromiidi molekuli.

Selle protsessi üksikasjalik uurimine näitab, et see toimub mitmes etapis:

1) HBr + O 2 = HOOVr (aeglane reaktsioon);

2) HOOVr + HBr = 2NOVr (kiire reaktsioon);

3) NOVr + HBr = H 2 O + Br 2 (kiire reaktsioon).

Need reaktsioonid, nn elementaarsed reaktsioonid, peegeldama reaktsioonimehhanism vesinikbromiidi oksüdeerimine hapnikuga. Oluline on märkida, et igas vahereaktsioonis osaleb ainult kaks molekuli. Esimese kahe võrrandi ja kahekordse kolmanda võrrandi liitmine annab kokkuvõtlik võrrand reaktsioonid. Reaktsiooni üldkiiruse määrab kõige aeglasem vahereaktsioon, milles interakteeruvad üks vesinikbromiidi molekul ja üks hapniku molekul.

Elementaarreaktsioonide kiirus on otseselt võrdeline molaarsete kontsentratsioonide korrutisega koos (koos on aine kogus mahuühiku kohta, koos = /V) reaktiivid, mille võimsus on võrdne nende stöhhiomeetriliste koefitsientidega ( massilise tegevuse seadus keemilise reaktsiooni kiiruse jaoks). See kehtib ainult reaktsioonivõrrandite kohta, mis peegeldavad reaalse mehhanisme keemilised protsessid, kui stöhhiomeetrilised koefitsiendid reaktiivide valemite ees vastavad interakteeruvate osakeste arvule.

Reaktsioonis interakteeruvate molekulide arvu järgi eristatakse reaktsioone monomolekulaarseteks, bimolekulaarseteks ja trimolekulaarseteks. Näiteks molekulaarse joodi dissotsiatsioon aatomiteks: I 2 \u003d 2I - monomolekulaarne reaktsioon.

Joodi interaktsioon vesinikuga: I 2 + H 2 \u003d 2HI - bimolekulaarne reaktsioon. Erineva molekulaarsusega keemiliste reaktsioonide massimõju seadus on kirjutatud erineval viisil.

Monomolekulaarsed reaktsioonid:

A = B + C,

= kc A ,

kus k on reaktsioonikiiruse konstant.

Bimolekulaarsed reaktsioonid:

= kc A c AT.

Trimolekulaarsed reaktsioonid:

= kc 2A c AT.

Aktiveerimisenergia

kokkupõrge keemilised osakesed põhjustab keemilist vastasmõju ainult siis, kui põrkuvate osakeste energia ületab teatud kindla väärtuse. Mõelge molekulidest A 2 ja B 2 koosnevate gaasiliste ainete koostoimele:

A 2 + B 2 \u003d 2AB.

Keemilise reaktsiooni käigus toimub aatomite ümberpaigutamine, millega kaasneb katkestus keemilised sidemed lähteainetes ja sidemete moodustumine reaktsiooniproduktides. Reageerivate molekulide põrkumisel tekib nn aktiveeritud kompleks, milles elektroni tihedus jaotatakse ümber ja alles siis saadakse reaktsiooni lõppsaadus:

Ainete aktiveeritud kompleksi olekusse üleminekuks vajalikku energiat nimetatakse aktiveerimise energia.

Tegevus keemilised ained avaldub nende osalusel toimuvate reaktsioonide madalas aktivatsioonienergias. Mida madalam on aktiveerimisenergia, seda suurem on reaktsioonikiirus. Näiteks katioonide ja anioonide vahelistes reaktsioonides on aktiveerimisenergia väga madal, mistõttu sellised reaktsioonid kulgevad peaaegu silmapilkselt. Kui aktiveerimisenergia on kõrge, siis väga väike osa kokkupõrgetest viib uute ainete tekkeni. Seega on vesiniku ja hapniku vahelise reaktsiooni kiirus toatemperatuuril praktiliselt null.

Seega mõjutab reaktsiooni kiirust reagentide olemus. Vaatleme näiteks metallide reaktsioone hapetega. Kui panna lahjendatud väävelhappega katseklaasidesse identsed vase-, tsingi-, magneesiumi- ja rauatükid, siis on näha, et reaktsioonikiirust iseloomustav vesinikgaasimullide eraldumise intensiivsus erineb nende metallide puhul oluliselt. Magneesiumiga katseklaasis täheldatakse kiiret vesiniku eraldumist, tsingiga katseklaasis eralduvad gaasimullid mõnevõrra rahulikumalt. Reaktsioon kulgeb rauaga katseklaasis veelgi aeglasemalt (joonis). Vask ei reageeri lahjendatud väävelhappega üldse. Seega sõltub reaktsiooni kiirus metalli aktiivsusest.

Väävelhappe (tugeva happe) asendamisel äädikhappega ( nõrk hape) reaktsioonikiirus aeglustub kõigil juhtudel oluliselt. Võib järeldada, et mõlema reagendi, nii metalli kui ka happe olemus mõjutab metalli reaktsiooni kiirust happega.

Tõsta temperatuuri toob kaasa keemiliste osakeste kineetilise energia suurenemise, s.o. suurendab aktiveerimisenergiast suurema energiaga osakeste arvu. Temperatuuri tõustes suureneb ka osakeste kokkupõrgete arv, mis suurendab mingil määral reaktsiooni kiirust. Kokkupõrgete efektiivsuse suurendamine kineetilise energia suurendamise kaudu mõjutab aga reaktsioonikiirust rohkem kui kokkupõrgete arvu suurendamine.

Kui temperatuur tõuseb kümne kraadi võrra, suureneb kiirus teguri võrra, mis on võrdne temperatuuri kiiruse koefitsiendiga:

= T+10 /T .

Kui temperatuur tõuseb alates T enne T"
reaktsioonikiiruse suhe T" ja T võrdub
võimsuse temperatuuri koefitsient ( T" – T)/10:

T" /T = (T"–T)/10.

Paljude homogeensete reaktsioonide puhul on kiiruse temperatuurikoefitsient 24 (van't Hoffi reegel). Reaktsioonikiiruse sõltuvust temperatuurist saab jälgida vask(II)oksiidi ja lahjendatud väävelhappe vastasmõju näitel. Toatemperatuuril kulgeb reaktsioon väga aeglaselt. Kuumutamisel muutub reaktsioonisegu vask(II)sulfaadi moodustumise tõttu kiiresti siniseks:

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

Katalüsaatorid ja inhibiitorid

Paljusid reaktsioone saab kiirendada või aeglustada teatud ainete sisseviimisega. Lisatavad ained reaktsioonis ei osale ja selle kulgemise käigus ära ei kulu, kuid neil on oluline mõju reaktsioonikiirusele. Need ained muudavad reaktsioonimehhanismi (sh aktiveeritud kompleksi koostist) ja alandavad aktivatsioonienergiat, mis tagab keemiliste reaktsioonide kiirenemise. Reaktsioone kiirendavaid aineid nimetatakse katalüsaatorid ja reaktsiooni sellise kiirenduse nähtus ise - katalüüs.

Paljud reaktsioonid kulgevad katalüsaatorite puudumisel väga aeglaselt või üldse mitte. Üks neist reaktsioonidest on vesinikperoksiidi lagunemine:

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

Kui kastetakse anumasse koos vesilahus vesinikperoksiidi tükk tahket mangaandioksiidi, siis algab kiire hapniku eraldumine. Pärast mangaandioksiidi eemaldamist reaktsioon praktiliselt peatub. Kaaludes on lihtne veenduda, et selles protsessis mangaandioksiidi ei kuluta – see ainult katalüüsib reaktsiooni.

Olenevalt sellest, kas sama või erinev agregatsiooniseisundid seal on katalüsaator ja reagendid, eristage homogeenset ja heterogeenset katalüüsi.

Homogeenses katalüüsis võib katalüsaator reaktsiooni kiirendada, moodustades vaheühendeid interaktsiooni kaudu ühe lähtereagendiga. Näiteks:

Heterogeense katalüüsi korral toimub keemiline reaktsioon tavaliselt katalüsaatori pinnal:

Katalüsaatorid on looduses laialt levinud. Peaaegu kõik ainete muundumised elusorganismides toimuvad orgaaniliste katalüsaatorite - ensüümide - osalusel.

Katalüsaatoreid kasutatakse keemiatööstuses teatud protsesside kiirendamiseks. Lisaks neile kasutatakse ka keemilisi reaktsioone aeglustavaid aineid, - inhibiitorid. Inhibiitorite abil kaitsevad nad metalle korrosiooni eest.

Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid

Suurenda kiirust	Vähenda kiirust
Keemiliselt aktiivsete reaktiivide olemasolu	Keemiliselt mitteaktiivsete reaktiivide olemasolu
Reaktiivide kontsentratsiooni suurendamine	Reaktiivide kontsentratsiooni vähendamine
Tahkete ja vedelate reaktiivide pinna suurendamine	Tahkete ja vedelate reaktiivide pinna vähendamine
Temperatuuri tõus	Temperatuuri langus
Katalüsaatori olemasolu	Inhibiitori olemasolu

ÜLESANDED

1. Määrake keemilise reaktsiooni kiirus. Kirjutage väljend kineetiline seadus toimemassid järgmiste reaktsioonide jaoks:

a) 2C (tv.) + O 2 (g.) = 2CO (g.);

b) 2НI (g.) \u003d H2 (g.) + I 2 (g.).

2. Mis määrab keemilise reaktsiooni kiiruse? Andke matemaatiline avaldis keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvusele temperatuurist.

3. Märkige, kuidas see mõjutab reaktsiooni kiirust (konstantse mahu korral):

a) reaktiivide kontsentratsiooni suurendamine;

b) tahke reagendi jahvatamine;
c) temperatuuri alandamine;
d) katalüsaatori sisestamine;
e) reaktiivide kontsentratsiooni vähenemine;
e) temperatuuri tõus;
g) inhibiitori sisseviimine;
h) toodete kontsentratsiooni vähenemine.

4. Arvutage keemilise reaktsiooni kiirus

CO (g) + H2O (g) \u003d CO 2 (g) + H2 (g)

1-liitrises anumas, kui 1 min 30 s pärast selle algust oli vesiniku aine kogus 0,32 mol ja 2 min 10 s pärast 0,44 mol. Kuidas mõjutab CO kontsentratsiooni suurenemine reaktsiooni kiirust?

5. Ühe reaktsiooni tulemusena tekkis teatud aja jooksul 6,4 g vesinikjodiidi ja teises reaktsioonis samadel tingimustel 6,4 g vääveldioksiidi. Võrrelge nende reaktsioonide kiirust. Kuidas muutuvad nende reaktsioonide kiirused temperatuuri tõustes?

6. Määrake reaktsiooni kiirus

CO (g.) + Cl 2 (g.) \u003d COCl2 (g.),

kui 20 s pärast reaktsiooni algust vähenes süsinikmonooksiidi (II) aine algkogus 6 mol-lt 3 korda (reaktori maht on 100 l). Kuidas muutub reaktsioonikiirus, kui kloori asemel kasutatakse vähem aktiivset broomi? Kuidas muutub reaktsiooni kiirus sissejuhatusega
a) katalüsaator b) inhibiitor?

7. Sel juhul on reaktsioon

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

töötab kiiremini: kui kasutate suuri tükke või kaltsiumoksiidi pulbrit? Arvutama:
a) aine kogus; b) 10 s jooksul moodustunud kaltsiumkarbonaadi mass, kui reaktsioonikiirus on 0,1 mol/(l s), on reaktori maht 1 liiter.

8. Magneesiumiproovi koostoime vesinikkloriidhappe HCl-ga võimaldab teil saada 0,02 mol magneesiumkloriidi 30 s pärast reaktsiooni algust. Määrake, kui kaua kulub 0,06 mol magneesiumkloriidi saamiseks.

E) 70 kuni 40 °C, reaktsioonikiirus vähenes 8 korda;
g) 60 kuni 40 °C, reaktsioonikiirus vähenes 6,25 korda;
h) 40 kuni 10 °C, reaktsioonikiirus vähenes 27 korda.

11. Auto omanik värvis ära uus värv, ja leidis siis, et vastavalt juhistele peaks see kuivama 3 tundi temperatuuril 105 ° C. Kui kaua värv kuivab temperatuuril 25 ° C, kui temperatuuri koefitsient selle protsessi aluseks olev polümerisatsioonireaktsioon on: a) 2; b) 3; kell 4?

VASTUSED ÜLESANDELE

1. a) = kc(02); b) = kc(HI) 2.

2. T+10 = T .

3. Reaktsioonikiirus suureneb juhtudel a, b, d, f; väheneb - c, e, g; ei muutu -

4. 0,003 mol/(l s). Kui CO kontsentratsioon suureneb, suureneb reaktsiooni kiirus.

5. Esimese reaktsiooni kiirus on 2 korda väiksem.

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

7. a) 1 mol; b) 100 g.

9. Reaktsioonide e, g, h kiirused suurenevad 2 korda; 4 korda - a, b, e; 8 korda - linnas.

10. Temperatuuri koefitsient:

2 reaktsioonide b, f jaoks; = 2,5 – c, g; = 3 – e, h; = 3,5 – a, d.

a) 768 tundi (32 päeva, s.o rohkem kui 1 kuu);
b) 19 683 tundi (820 päeva, s.o rohkem kui 2 aastat);
c) 196 608 tundi (8192 päeva, s.o 22 aastat).

Füüsikaline keemia: loengukonspektid Berezovchuk A V

2. Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid

Homogeensete, heterogeensete reaktsioonide jaoks:

1) reageerivate ainete kontsentratsioon;

2) temperatuur;

3) katalüsaator;

4) inhibiitor.

Ainult heterogeensete jaoks:

1) liidese reaktiivide tarnimise kiirus;

2) pindala.

Peamine tegur on reageerivate ainete iseloom – reageerivate ainete molekulide aatomite vahelise sideme olemus.

NO 2 - lämmastikoksiid (IV) - rebasesaba, CO - süsinikmonooksiid, vingugaas.

Kui need on hapnikuga oksüdeeritud, siis esimesel juhul läheb reaktsioon hetkega, tasub avada anuma kork, teisel juhul pikeneb reaktsioon ajaliselt.

Reagentide kontsentratsiooni arutatakse allpool.

Sinine opalestsents näitab väävli sadenemise hetke, mida suurem on kontsentratsioon, seda suurem on kiirus.

Riis. kümme

Mida suurem on Na 2 S 2 O 3 kontsentratsioon, seda vähem aega võtab reaktsioon. Graafikul (joonis 10) on näidatud otse proportsionaalne sõltuvus. Reaktsioonikiiruse kvantitatiivset sõltuvust reagentide kontsentratsioonist väljendab MMA (massi toime seadus), mis ütleb: keemilise reaktsiooni kiirus on otseselt võrdeline reageerivate ainete kontsentratsioonide korrutisega.

Niisiis, kineetika põhiseadus on eksperimentaalselt kehtestatud seadus: reaktsiooni kiirus on võrdeline reagentide kontsentratsiooniga, näiteks: (st reaktsiooni jaoks)

Selle reaktsiooni puhul H 2 + J 2 = 2HJ - kiirust saab väljendada mis tahes aine kontsentratsiooni muutusena. Kui reaktsioon kulgeb vasakult paremale, siis H 2 ja J 2 kontsentratsioon väheneb, HJ kontsentratsioon reaktsiooni käigus suureneb. Sest hetkeline kiirus reaktsioone saab kirjutada järgmiselt:

nurksulud näitavad keskendumist.

füüsiline tähendus k- molekulid on pidevas liikumises, põrkuvad, hajuvad, löövad vastu anuma seinu. HJ moodustumise keemilise reaktsiooni toimumiseks peavad H 2 ja J 2 molekulid põrkuma. Selliste kokkupõrgete arv on seda suurem, mida rohkem H 2 ja J 2 molekule mahus sisaldub, st seda suuremad on [Н 2 ] ja . Kuid molekulid liiguvad erineva kiirusega ja kokku kineetiline energia kaks põrkuvat molekuli on erinevad. Kui kiireimad H 2 ja J 2 molekulid põrkuvad, võib nende energia olla nii suur, et molekulid lagunevad joodi- ja vesinikuaatomiteks, mis lendavad lahku ja interakteeruvad seejärel teiste H 2 + J 2 molekulidega. ? 2H+2J, seejärel H+J 2 ? HJ + J. Kui põrkuvate molekulide energia on väiksem, kuid piisavalt suur, et nõrgendada H - H ja J - J sidemeid, toimub vesinikjoodi moodustumise reaktsioon:

Enamiku põrkuvate molekulide jaoks on energia väiksem kui H 2 ja J 2 sidemete nõrgendamiseks. Sellised molekulid põrkuvad "vaikselt" ja ka "vaikselt" hajuvad, jäädes omaks, H 2 ja J 2 . Seega ei vii keemilise reaktsioonini mitte kõik, vaid ainult osa kokkupõrkest. Proportsionaalsuskoefitsient (k) näitab efektiivsete kokkupõrgete arvu, mis viivad reaktsioonini kontsentratsioonidel [H 2 ] = = 1 mol. Väärtus k-püsikiirus. Kuidas saab kiirus olla konstantne? Jah, kiirus ühtlane sirgjooneline liikumine nimetatakse konstantseks vektorsuuruseks, mis on võrdne keha nihke suhtega mis tahes ajaperioodi ja selle intervalli väärtusega. Kuid molekulid liiguvad juhuslikult, nii et kuidas saab kiirust muutuda? Aga püsikiirus saab olla ainult konstantsel temperatuuril. Temperatuuri tõustes suureneb kiirete molekulide osakaal, mille kokkupõrge viib reaktsioonini, st kiiruskonstant suureneb. Kuid kiiruskonstandi kasv ei ole piiramatu. Teatud temperatuuril muutub molekulide energia nii suureks, et peaaegu kõik reagentide kokkupõrked on tõhusad. Kui kaks kiiret molekuli põrkuvad, toimub pöördreaktsioon.

Saabub hetk, mil H 2 ja J 2 2HJ tekke ja lagunemise kiirused on võrdsed, kuid see on juba keemiline tasakaal. Reaktsioonikiiruse sõltuvust reagentide kontsentratsioonist saab jälgida kasutades traditsioonilist naatriumtiosulfaadi lahuse ja väävelhappe lahuse interaktsiooni reaktsiooni.

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

H 2S 2O 3 \u003d S2 + H2O + SO 2?. (2)

Reaktsioon (1) kulgeb peaaegu silmapilkselt. Reaktsiooni kiirus (2) sõltub konstantsel temperatuuril reagendi H 2 S 2 O 3 kontsentratsioonist. Just seda reaktsiooni me täheldasime – antud juhul mõõdetakse kiirust aja järgi, mis kulub lahuste valamise algusest kuni opalestsentsi ilmnemiseni. Artiklis L. M. Kuznetsova kirjeldatakse naatriumtiosulfaadi ja vesinikkloriidhappe interaktsiooni reaktsiooni. Ta kirjutab, et kui lahused tühjendatakse, tekib opalestsents (hägusus). Kuid see L. M. Kuznetsova väide on ekslik, kuna opalestsents ja hägustumine on erinevad asjad. Opalestsents (opaalist ja ladina keelest escentia- järelliide, mis tähendab nõrka tegevust) - valguse hajumine häguse keskkonna poolt nende optilise ebahomogeensuse tõttu. valguse hajumine- keskkonnas igas suunas levivate valguskiirte kõrvalekalle algsest suunast. kolloidsed osakesed on võimelised valgust hajutama (Tyndall-Faraday efekt) – see seletab kolloidlahuse opalestsentsi, kerget hägusust. Selle katse läbiviimisel tuleb arvesse võtta sinist opalestsentsi ja seejärel kolloidse väävli suspensiooni koagulatsiooni. Suspensiooni sama tihedust märgib ülevalt läbi lahusekihi vaadeldava mis tahes mustri (näiteks ruudustiku tassi põhjas) ilmne kadumine. Aega loeb stopper alates tühjendamise hetkest.

Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O ja H 2 SO 4 lahused.

Esimene valmistatakse 7,5 g soola lahustamisega 100 ml vees, mis vastab 0,3 M kontsentratsioonile. Sama kontsentratsiooniga H 2 SO 4 lahuse valmistamiseks on vaja mõõta 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 ja lahustage see 120 ml vees. Valage valmistatud Na 2 S 2 O 3 lahus kolme klaasi: esimesse - 60 ml, teise - 30 ml, kolmandasse - 10 klaasi. ml. Lisage teise klaasi 30 ml destilleeritud vett ja kolmandasse 50 ml. Seega on kõigis kolmes klaasis 60 ml vedelikku, kuid esimeses on soola kontsentratsioon tinglikult = 1, teises - ½ ja kolmandas - 1/6. Pärast lahuste valmistamist valage esimesse soolalahusega klaasi 60 ml H 2 SO 4 lahust ja lülitage sisse stopper jne. Arvestades, et reaktsioonikiirus väheneb Na 2 S 2 O 3 lahuse lahjendamisel, saab määrata ajaga pöördvõrdelise väärtusena v=üks/? ja koostage graafik, kandes kontsentratsiooni abstsissteljele ja reaktsiooni kiirust ordinaatteljele. Sellest järeldusest - reaktsioonikiirus sõltub ainete kontsentratsioonist. Saadud andmed on loetletud tabelis 3. Seda katset saab läbi viia bürettidega, kuid selleks on vaja läbiviijat suurepärane praktika sest ajakava on vale.

Tabel 3

Kiirus ja reaktsiooniaeg

Kinnitatakse Guldberg-Waage seadus - keemiaprofessor Gulderg ja noor teadlane Waage).

Kaaluge järgmine tegur- temperatuur.

Temperatuuri tõustes suureneb enamiku keemiliste reaktsioonide kiirus. Seda sõltuvust kirjeldab van't Hoffi reegel: "Kui temperatuur tõuseb iga 10 ° C kohta, suureneb keemiliste reaktsioonide kiirus 2-4 korda."

kus ? – temperatuurikoefitsient, mis näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suureneb temperatuuri tõusuga 10 ° C võrra;

v 1 - reaktsioonikiirus temperatuuril t 1;

v 2 - reaktsioonikiirus temperatuuril t2.

Näiteks reaktsioon 50 °C juures kulgeb kahe minutiga, kui kaua protsess lõpeb 70 °C juures, kui temperatuurikoefitsient ? = 2?

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

Isegi kerge temperatuuri tõus põhjustab aktiivsete molekulide kokkupõrgete reaktsioonikiiruse järsu tõusu. Aktivatsiooniteooria järgi osalevad protsessis vaid need molekulid, mille energia on teatud koguse võrra suurem molekulide keskmisest energiast. See üleliigne energia on aktiveerimisenergia. Selle füüsikaline tähendus on energia, mis on vajalik molekulide aktiivseks kokkupõrkeks (orbitaalide ümberpaigutamiseks). Aktiivsete osakeste arv ja seega ka reaktsioonikiirus suureneb temperatuuri tõustes vastavalt eksponentsiaalsele seadusele vastavalt Arrheniuse võrrandile, mis peegeldab kiiruskonstandi sõltuvust temperatuurist.

kus AGA - Arrheniuse proportsionaalsustegur;

k- Boltzmanni konstant;

E A - aktiveerimisenergia;

R- gaasikonstant;

T- temperatuuri.

Katalüsaator on aine, mis kiirendab reaktsiooni kiirust, kuid mida ise ei tarbita.

Katalüüs- reaktsioonikiiruse muutumise nähtus katalüsaatori juuresolekul. Eristage homogeenset ja heterogeenset katalüüsi. Homogeenne- kui reagendid ja katalüsaator on samas agregatsiooniseisundis. Heterogeenne– kui reagendid ja katalüsaator on erinevas agregatsiooniolekus. Katalüüsi kohta vt eraldi (edaspidi).

Inhibiitor Aine, mis aeglustab reaktsiooni kiirust.

Järgmine tegur on pindala. Mida suurem on reagendi pind, seda suurem on kiirus. Mõelge näiteks dispersiooniastme mõjule reaktsioonikiirusele.

CaCO 3 - marmor. Me langetame plaaditud marmori sisse vesinikkloriidhape HCl, oodake viis minutit, see lahustub täielikult.

Pulbermarmor - teeme sellega sama protseduuri, see lahustus kolmekümne sekundiga.

Mõlema protsessi võrrand on sama.

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

Seega on pulbrilise marmori lisamisel aega vähem kui plaadimarmori lisamisel, sama massiga.

Faasidevahelise liidese suurenemisega suureneb heterogeensete reaktsioonide kiirus.

Raamatust Physical Chemistry: Lecture Notes autor Berezovchuk A V

2. Keemilise reaktsiooni isotermi võrrand Kui reaktsioon kulgeb pöörduvalt, siis G= 0. 0 ja saad muutuse arvutada?G. kus? - reaktsiooni kulg – väärtus, mis näitab, mitu mooli on reaktsiooni käigus muutunud. I cn - iseloomustab

Raamatust uusim raamat faktid. 3. köide [Füüsika, keemia ja tehnoloogia. Ajalugu ja arheoloogia. Varia] autor Kondrašov Anatoli Pavlovitš

3. Isohoori võrrandid, keemilise reaktsiooni isobaari K sõltuvus temperatuurist Isobaari võrrand: Isohoori võrrand: Nad määravad voolu suuna

Raamatust Neutrino – aatomi kummituslik osake autor Asimov Isaac

1. Keemilise kineetika mõiste Kineetika on teadus keemiliste reaktsioonide kiirustest Keemilise reaktsiooni kiirus on elementaarsete keemilise interaktsiooni toimingute arv, mis toimuvad ajaühikus ruumalaühikus (homogeenne) või pinnaühikus.

Raamatust Aatomienergia sõjalistel eesmärkidel autor Smith Henry Dewolf

8. Vesiniku liigpinget mõjutavad tegurid. Hapniku ülepinge ?H2:1) ?voolu (voolutihedus) mõjutavad tegurid. Sõltuvust voolutihedusest kirjeldab Tafeli võrrand;2)katoodi materjali olemus on kasvavas järjekorras jada?,? - liigpinge.Tafeli võrrandis

Raamatust Füüsika ajaloo kursus autor Stepanovitš Kudrjavtsev Pavel

Raamatust Mis on relatiivsusteooria autor Landau Lev Davidovitš

Tuumareaktsioonid ja elektrilaeng Kui füüsikud hakkasid 1990. aastatel aatomi ehitust selgemalt mõistma, avastasid nad, et vähemalt mõned selle osad kannavad elektrilaengut. Näiteks elektronide täitmine välisalad aatom,

Raamatust Füüsika igal sammul autor Perelman Jakov Isidorovitš

TUUMAREAKTSIOONID TUUMAPOMMIMISMEETODID1.40. Cockcroft ja Walton tootsid piisavalt kõrge energiaga prootoneid gaasilise vesiniku ioniseerimisega ja seejärel ioone kiirendades kõrgepingejaamas trafo ja alaldiga. Sarnane meetod võib

Raamatust 50 aastat nõukogude füüsikat autor Leshkovtsev Vladimir Aleksejevitš

AHELREAktsiooni PROBLEEM 2.3. Tööpõhimõte aatomipommid või elektrijaam uraani lõhustumise kasutamine on üsna lihtne. Kui üks neutron põhjustab lõhustumise, mille tulemusena vabaneb mitu uut neutronit, siis võib lõhustumiste arv ülikiiresti

Raamatust The New Mind of the King [Arvutitest, mõtlemisest ja füüsikaseadustest] autor Penrose Roger

REAKTSIOONSOODUSED JA ERALDAMISE PROBLEEM 8.16. Hanfordi tehases on plutooniumi tootmisprotsess jagatud kaheks põhiosaks: selle tegelik tootmine katlas ja eraldamine uraaniplokkidest, milles see moodustub. Liigume edasi protsessi teise osa juurde.

Raamatust Kellele õun kukkus autor Kesselman Vladimir Samuilovitš

ISOTOOPIDE ERALDAMIST MÕJUTAVAD TEGURID 9.2. Definitsiooni järgi erinevad elemendi isotoobid oma massi poolest, kuid mitte keemilised omadused. Täpsemalt, kuigi isotoopide tuumade massid ja nende struktuur on erinevad, on tuumade laengud samad ja seega ka välimine elektronkestad

Autori raamatust

Rakendamine ahelreaktsioon tuumalõhustumine Nüüd kerkis kogu jõuga üles küsimus lõhustumise ahelreaktsioonist ja lõhustumise hävitava plahvatusenergia saamise võimalusest. See küsimus oli saatuslikult põimunud vallandunud maailmasõjaga Natsi-Saksamaa 1. september

Autori raamatust

Ja kiirus on suhteline! Liikumise suhtelisuse printsiibist järeldub, mida rääkida sirgjoonelisest ja ühtlane liikumine teatud kiirusega keha puhul, täpsustamata, millises puhkeasendis olevatest laboritest kiirust mõõdetakse, on sama vähe mõtet kui öelda

Autori raamatust

Heli kiirus Kas olete kunagi näinud, kuidas metsamees eemalt puud raiub? Või ehk vaatasite eemalt puuseppa, kes lõi naelu sisse? Võib-olla olete märganud väga kummaline asi: lööki ei anta, kui kirves vastu puud või

Autori raamatust

JUHITATUD TERMOTUUMAREAKTSIOONID Plahvatuste ajal toimuvad kontrollimatud termotuumareaktsioonid vesinikupommid. Need toovad kaasa tohutu hulga tuumaenergia vabanemise, millega kaasneb äärmiselt hävitav plahvatus. Nüüd on teadlaste ülesanne leida viise

Autori raamatust

Autori raamatust

Lõhustumise labürintides 1938. aastal tegid Saksa teadlased Otto Hahn ja Fritz Strassmann (1902–1980) hämmastava avastuse. Nad leidsid, et uraani pommitamine neutronitega tekitas mõnikord umbes kaks korda kergemaid tuumasid kui algne uraanituum. Edasi

Keemilised meetodid

Füüsikalised meetodid

Reaktsioonikiiruse mõõtmise meetodid

Ülaltoodud näites mõõdeti kaltsiumkarbonaadi ja happe vahelist reaktsioonikiirust, uurides eraldunud gaasi mahtu aja funktsioonina. Eksperimentaalseid andmeid reaktsioonikiiruste kohta saab teiste koguste mõõtmisega.

Kui reaktsioon muutub kokku gaasilised ained, siis saab selle voolu jälgida, mõõtes gaasi rõhku konstantsel ruumalal. Juhtudel, kui üks lähteainetest või üks reaktsioonisaadustest on värvunud, saab reaktsiooni kulgu jälgida lahuse värvimuutuse jälgimisega. muud optiline meetod on valguse polarisatsioonitasandi pöörlemise mõõtmine (kui lähteainetel ja reaktsiooniproduktidel on erinev pöörlemisvõime).

Mõne reaktsiooniga kaasneb ioonide arvu muutus lahuses. Sellistel juhtudel saab reaktsioonikiirust uurida mõõtmise teel elektrijuhtivus lahendus. AT järgmine peatükk mõni teine elektrokeemilised meetodid, mida saab kasutada reaktsioonikiiruste mõõtmiseks.

Reaktsiooni kulgu saab jälgida, mõõtes ühe reaktsioonis osaleja kontsentratsiooni aja jooksul, kasutades erinevaid meetodeid. keemiline analüüs. Reaktsioon viiakse läbi termostaadiga anumas. Teatud ajavahemike järel võetakse anumast lahuse (või gaasi) proov ja määratakse ühe komponendi kontsentratsioon. Usaldusväärsete tulemuste saamiseks on oluline, et analüüsiks võetud proovis ei toimuks reaktsiooni. See saavutatakse ühe reaktiivi keemilise sidumise, lahuse kiire jahutamise või lahjendamise teel.

Eksperimentaalsed uuringud näitavad, et reaktsioonikiirus sõltub mitmest tegurist. Mõelgem esmalt nende tegurite mõjule kvalitatiivsel tasandil.

1.Reagentide olemus. Laboripraktikast teame, et happe neutraliseerimine alusega

H + + OH - ® H 2 O

soolade koostoime vähelahustuva ühendi moodustumisega

Ag + + Cl – ® AgCl

ja muud reaktsioonid elektrolüütide lahustes toimuvad väga kiiresti. Selliste reaktsioonide lõpuleviimiseks kuluvat aega mõõdetakse millisekundites ja isegi mikrosekundites. See on täiesti arusaadav, sest selliste reaktsioonide olemus on laetud osakeste lähenemine ja kombineerimine vastupidise märgiga laengutega.

Seevastu ioonsed reaktsioonid vastastikmõju kovalentselt seotud molekulid kulgeb tavaliselt palju aeglasemalt. Tõepoolest, selliste osakeste vahelise reaktsiooni käigus peavad sidemed lähteainete molekulides katkema. Selleks peab põrkuvatel molekulidel olema teatud hulk energiat. Lisaks, kui molekulid on piisavalt keerukad, siis selleks, et nende vahel toimuks reaktsioon, peavad nad olema teatud viisil ruumis orienteeritud.

2. Reagendi kontsentratsioon. Keemilise reaktsiooni kiirus teistega võrdsed tingimused, sõltub reageerivate osakeste kokkupõrgete arvust ajaühikus. Kokkupõrgete tõenäosus sõltub osakeste arvust ruumalaühikus, s.o. keskendumisest. Seetõttu suureneb reaktsiooni kiirus kontsentratsiooni suurenedes.

3. Füüsiline seisund ained. Homogeensetes süsteemides sõltub reaktsioonikiirus osakeste kokkupõrgete arvust lahuse maht(või gaasi). Heterogeensetes süsteemides keemiline interaktsioon edasi minema liideses. Tahke aine pindala suurenemine jahvatamise ajal hõlbustab reageerivate osakeste juurdepääsu tahke aine osakestele, mis põhjustab reaktsiooni märkimisväärset kiirenemist.

4. Temperatuur mõjutab oluliselt erinevate keemiliste ja bioloogilised protsessid. Temperatuuri tõustes suureneb osakeste kineetiline energia ja sellest tulenevalt suureneb nende osakeste osa, mille energiast piisab keemiliseks interaktsiooniks.

5. Steriline tegur iseloomustab reageerivate osakeste vastastikuse orientatsiooni vajadust. Mida keerulisemad on molekulid, seda väiksem on nende õige orientatsiooni tõenäosus, seda väiksem on kokkupõrgete efektiivsus.

6. Katalüsaatorite saadavus.Katalüsaatorid on ained, mis muudavad keemilise reaktsiooni kiirust. Väikestes kogustes reaktsioonisüsteemi sisestatuna ja pärast reaktsiooni muutumatuna on nad võimelised protsessi kiirust äärmiselt muutma.

Peamisi tegureid, millest reaktsioonikiirus sõltub, käsitletakse üksikasjalikumalt allpool.

MÄÄRATLUS

Keemiline kineetika- keemiliste reaktsioonide kiiruste ja mehhanismide uurimine.

Reaktsioonide kiiruste uurimine, andmete saamine keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavate tegurite kohta, samuti keemiliste reaktsioonide mehhanismide uurimine toimub eksperimentaalselt.

MÄÄRATLUS

Keemilise reaktsiooni kiirus- ühe reagendi või reaktsiooniprodukti kontsentratsiooni muutus ajaühikus süsteemi konstantse mahuga.

Kiirus homogeense ja heterogeensed reaktsioonid on määratletud erinevalt.

Keemilise reaktsiooni kiiruse mõõdu määratluse võib kirjutada järgmiselt matemaatiline vorm. Olgu - keemilise reaktsiooni kiirus homogeenses süsteemis, n B - reaktsiooni tulemusena tekkiva mis tahes aine moolide arv, V - süsteemi maht, - aeg. Siis limiidis:

Seda võrrandit saab lihtsustada – aine koguse ja mahu suhe on molaarne kontsentratsioon ained n B / V = ​​c B , millest dn B / V = ​​dc B ja lõpuks:

Praktikas mõõdetakse ühe või mitme aine kontsentratsioone teatud ajavahemike järel. Algainete kontsentratsioonid aja jooksul vähenevad, samas kui toodete kontsentratsioonid suurenevad (joonis 1).

Riis. 1. Lähteaine (a) ja reaktsioonisaaduse (b) kontsentratsiooni muutumine ajas

Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid

Keemilise reaktsiooni kiirust mõjutavad tegurid on: reagentide olemus, nende kontsentratsioonid, temperatuur, katalüsaatorite olemasolu süsteemis, rõhk ja maht (gaasifaasis).

Kontsentratsiooni mõju keemilise reaktsiooni kiirusele on seotud keemilise kineetika põhiseadusega - massimõju seadusega (LMA): keemilise reaktsiooni kiirus on otseselt võrdeline reagentide kontsentratsiooni korrutisega, mis on tõstetud reaktsioonikiirusele. nende stöhhiomeetriliste koefitsientide võimsus. PDM ei võta arvesse ainete kontsentratsiooni tahkes faasis heterogeensetes süsteemides.

Reaktsiooni mA + nB = pC + qD korral kirjutatakse MAP-i matemaatiline avaldis:

K × C A m × C B n

K × [A] m × [B] n ,

kus k on keemilise reaktsiooni kiiruskonstant, mis on keemilise reaktsiooni kiirus reagentide kontsentratsioonil 1 mol/l. Erinevalt keemilise reaktsiooni kiirusest ei sõltu k reagentide kontsentratsioonist. Mida kõrgem k, seda kiiremini reaktsioon kulgeb.

Keemilise reaktsiooni kiiruse sõltuvus temperatuurist määratakse van't Hoffi reegliga. Van't Hoffi reegel: iga kümne kraadise temperatuuri tõusuga suureneb enamiku keemiliste reaktsioonide kiirus umbes 2–4 korda. Matemaatiline avaldis:

(T 2) \u003d (T 1) × (T2-T1) / 10,

kus on van't Hoffi temperatuurikoefitsient, mis näitab, mitu korda reaktsioonikiirus suurenes temperatuuri tõusuga 10 o C võrra.

Molekulaarsus ja reaktsiooni järjekord

Reaktsiooni molekulaarsuse määrab minimaalne molekulide arv, mis samaaegselt interakteeruvad (osalevad elementaartoimingus). Eristama:

- monomolekulaarsed reaktsioonid (näidiseks võivad olla lagunemisreaktsioonid)

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

K × C, -dC/dt = kC

Kuid mitte kõik sellele võrrandile alluvad reaktsioonid pole monomolekulaarsed.

- bimolekulaarne

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

- trimolekulaarne (väga harv).

Reaktsiooni molekulaarsuse määrab selle tegelik mehhanism. Selle molekulaarsust on võimatu määrata reaktsioonivõrrandi kirjutamisega.

Reaktsiooni järjekorra määrab vorm kineetiline võrrand reaktsioonid. Ta on võrdne summaga kontsentratsiooniastmete näitajad selles võrrandis. Näiteks:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

K × C 1 2 × C 2 - kolmas järk

Reaktsiooni järjekord võib olla murdosa. Sel juhul määratakse see eksperimentaalselt. Kui reaktsioon kulgeb ühes etapis, siis reaktsiooni järjekord ja selle molekulaarsus langevad kokku, kui mitmes etapis, siis järjekorra määrab kõige aeglasem etapp ja see on võrdne selle reaktsiooni molekulaarsusega.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus	Reaktsioon kulgeb vastavalt võrrandile 2A + B = 4C. Aine A algkontsentratsioon on 0,15 mol/l ja 20 sekundi pärast on see 0,12 mol/l. Arvutage keskmine reaktsioonikiirus.
Otsus	Kirjutame arvutamiseks valemi keskmine kiirus keemiline reaktsioon: Kas te ei leidnud oma küsimusele vastust? Vaata siit Infomaterjal "noore lugejanurk" Arst, kes on hävitamisest kaugel Kust osta väävelhapet?