Hastigheten til en kjemisk reaksjon avhenger av mange faktorer, inkludert arten av reaktantene, konsentrasjonen av reaktantene, temperatur og tilstedeværelsen av katalysatorer. La oss vurdere disse faktorene.

1). Reaktantenes art. Hvis det er en interaksjon mellom stoffer med en ionisk binding, går reaksjonen raskere enn mellom stoffer med en kovalent binding.

2.) Konsentrasjon av reaktanter. For at en kjemisk reaksjon skal finne sted, må molekylene til de reagerende stoffene kollidere. Det vil si at molekylene må komme så nær hverandre at atomene til den ene partikkelen opplever virkningen av de elektriske feltene til den andre. Bare i dette tilfellet vil elektronoverganger og tilsvarende omorganiseringer av atomer være mulig, som et resultat av at det dannes molekyler av nye stoffer. Så hastigheten kjemiske reaksjoner er proporsjonal med antall kollisjoner som oppstår mellom molekyler, og antall kollisjoner er på sin side proporsjonal med konsentrasjonen av reaktantene. Basert på eksperimentelt materiale formulerte de norske vitenskapsmennene Guldberg og Waage og, uavhengig av dem, den russiske vitenskapsmannen Beketov i 1867 grunnloven om kjemisk kinetikk - lov om masseaksjon(ZDM): ved en konstant temperatur er hastigheten på en kjemisk reaksjon direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av de reagerende stoffene i kraft av deres støkiometriske koeffisienter. For det generelle tilfellet:

loven om masseaksjon har formen:

Registreringen av massehandlingsloven for en gitt reaksjon kalles grunnleggende kinetisk ligning for reaksjonen. For det meste kinetisk ligning k er reaksjonshastighetskonstanten, som avhenger av reaktantenes natur og temperatur.

De fleste kjemiske reaksjoner er reversible. Under slike reaksjoner reagerer produktene deres, når de akkumuleres, med hverandre for å danne utgangsstoffene:

Fremover reaksjonshastighet:

Fart tilbakeslag:

I likevektsøyeblikket:

Derfor har loven om massehandling i en tilstand av likevekt formen:

,

hvor K er reaksjonslikevektskonstanten.

3) Effekt av temperatur på reaksjonshastighet. Hastigheten av kjemiske reaksjoner øker som regel når temperaturen overskrides. La oss vurdere dette ved å bruke eksempelet på samspillet mellom hydrogen og oksygen.

2H2 + O2 = 2H20

Ved 20 0 C er reaksjonshastigheten praktisk talt null, og det ville ta 54 milliarder år før interaksjonen utviklet seg med 15 %. Ved 500 0 C vil det ta 50 minutter å danne vann, og ved 700 0 C skjer reaksjonen øyeblikkelig.

Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur uttrykkes van't Hoffs regel: med en temperaturøkning på 10 o øker reaksjonshastigheten med 2–4 ganger. Van't Hoffs regel er skrevet:

4) Effekt av katalysatorer. Hastigheten av kjemiske reaksjoner kan kontrolleres ved hjelp av katalysatorer– stoffer som endrer hastigheten på en reaksjon og forblir uendret etter reaksjonen. Å endre hastigheten på en reaksjon i nærvær av en katalysator kalles katalyse. Skjelne positivt(reaksjonshastigheten øker) og negativ(reaksjonshastigheten reduseres) katalyse. Noen ganger dannes en katalysator under en reaksjon kalles slike prosesser autokatalytiske. Det er homogen og heterogen katalyse.

På homogen I katalyse er katalysatoren og reaktantene i samme fase. For eksempel:

På heterogen I katalyse er katalysatoren og reaktantene inne ulike faser. For eksempel:

Heterogen katalyse er assosiert med enzymatiske prosesser. Alle kjemiske prosesser som forekommer i levende organismer katalyseres av enzymer, som er proteiner med visse spesialiserte funksjoner. I løsninger der enzymatiske prosesser finner sted, er det ikke noe typisk heterogent miljø, på grunn av fraværet av et klart definert fasegrensesnitt. Slike prosesser omtales som mikroheterogen katalyse.

Kjemisk reaksjonshastighet

Kjemisk reaksjonshastighet- endring i mengden av et av de reagerende stoffene per tidsenhet i en enhet av reaksjonsrom. Er nøkkelbegrep kjemisk kinetikk. Hastigheten til en kjemisk reaksjon er alltid en positiv verdi, derfor, hvis den bestemmes av startstoffet (hvis konsentrasjonen avtar under reaksjonen), multipliseres den resulterende verdien med -1.

For eksempel for reaksjonen:

uttrykket for hastighet vil se slik ut:

.

Hastigheten av en kjemisk reaksjon til enhver tid er proporsjonal med konsentrasjonene av reaktantene hevet til potenser lik deres støkiometriske koeffisienter. For elementære reaksjoner er eksponenten ved konsentrasjonsverdien til hvert stoff ofte lik dens støkiometriske koeffisient, for komplekse reaksjoner

• denne regelen overholdes ikke. I tillegg til konsentrasjon, påvirker følgende faktorer hastigheten på en kjemisk reaksjon:
• naturen til reaktantene,
• temperatur (van't Hoff-regelen),
• trykk,
• overflateareal av reagerende stoffer.

Hvis vi vurderer den enkleste kjemiske reaksjonen A + B → C, vil vi legge merke til det øyeblikkelig Hastigheten til en kjemisk reaksjon er ikke konstant.

Litteratur

• Kubasov A. A. Kjemisk kinetikk og katalyse.
• Prigozhin I., Defey R. Kjemisk termodynamikk. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 s.
• Yablonsky G.S., Bykov V.I., Gorban A.N., Kinetic models of catalytic reactions, Novosibirsk: Nauka (Sib. Department), 1983. - 255 s.

Wikimedia Foundation.

• 2010.
• Walisiske dialekter av engelsk

Saw (filmserie)

Se hva "Hastighet for en kjemisk reaksjon" er i andre ordbøker: HASTIGHET FOR KJEMISK REAKSJON - det grunnleggende konseptet for kjemisk kinetikk. For enkle homogene reaksjoner måles hastigheten på en kjemisk reaksjon ved endringen i antall mol av det reagerte stoffet (ved et konstant volum av systemet) eller ved endringen i konsentrasjonen av noen av utgangsstoffene ... Stor

Se hva "Hastighet for en kjemisk reaksjon" er i andre ordbøker: Encyklopedisk ordbok - det grunnleggende begrepet kjemi. kinetikk, som uttrykker forholdet mellom mengden reagert stoff (i mol) og tidsperioden som interaksjonen skjedde. Siden konsentrasjonene av reaktanter endres under interaksjon, er hastigheten vanligvis ...

Big Polytechnic Encyclopedia kjemisk reaksjonshastighet

Big Polytechnic Encyclopedia- en mengde som karakteriserer intensiteten av en kjemisk reaksjon. Dannelseshastigheten til et reaksjonsprodukt er mengden av dette produktet som et resultat av en reaksjon per tidsenhet per volumenhet (hvis reaksjonen er homogen) eller per... ... - det grunnleggende konseptet for kjemisk kinetikk. For enkle homogene reaksjoner måles hastigheten på en kjemisk reaksjon ved endringen i antall mol av det reagerte stoffet (ved et konstant volum av systemet) eller ved endringen i konsentrasjonen av noen av utgangsstoffene ...

Kjemisk reaksjonshastighet Encyklopedisk ordbok

Se hva "Hastighet for en kjemisk reaksjon" er i andre ordbøker:- en mengde som karakteriserer intensiteten av en kjemisk reaksjon (Se Kjemiske reaksjoner). Dannelseshastigheten til et reaksjonsprodukt er mengden av dette produktet som er et resultat av en reaksjon per tidsenhet per volumenhet (hvis... ...

- grunnleggende begrepet kjemi kinetikk. For enkle homogene reaksjoner av S. x. r. målt ved endringen i antall mol reagert in va (ved et konstant volum av systemet) eller ved endringen i konsentrasjonen av noen av de innledende va eller reaksjonsproduktene (hvis volumet av systemet ...- For komplekse reaksjoner bestående av flere. stadier (enkle eller elementære reaksjoner), en mekanisme er et sett med stadier, som et resultat av at utgangsmaterialene omdannes til produkter. Molekyler kan fungere som mellomprodukter i disse reaksjonene... ... Naturvitenskap. Encyklopedisk ordbok

Nukleofile substitusjonsreaksjoner- (eng. nukleofil substitusjonsreaksjon) substitusjonsreaksjoner der angrepet utføres av en nukleofil reagens som bærer en ensom elektronpar. Den forlatende gruppen i nukleofile substitusjonsreaksjoner kalles en nukleofug. Alt... Wikipedia

Kjemiske reaksjoner- transformasjon av noen stoffer til andre, forskjellig fra de opprinnelige kjemisk sammensetning eller bygning. Det totale antallet atomer av hvert gitt element, samt kjemiske elementer, de inngående stoffene, forblir i R. x. uendret; denne R. x... Stor sovjetisk leksikon

tegnehastighet - lineær hastighet metallbevegelse ved utgangen fra dysen, m/s. På moderne tegnemaskiner når tegnehastigheten 50–80 m/s. Men selv når du trekker tråd, overstiger hastigheten som regel ikke 30–40 m/s. På … … Encyclopedic Dictionary of Metallurgy

Hovedkonsepter studert:

Hastighet av kjemiske reaksjoner

Molar konsentrasjon

Kinetikk

Homogene og heterogene reaksjoner

Faktorer som påvirker hastigheten på kjemiske reaksjoner

Katalysator, inhibitor

Katalyse

Vendbar og irreversible reaksjoner

Kjemisk likevekt

Kjemiske reaksjoner er reaksjoner som fører til at andre stoffer oppnås fra ett stoff (nye stoffer dannes av de opprinnelige stoffene). Noen kjemiske reaksjoner finner sted på en brøkdel av et sekund (eksplosjon), mens andre tar minutter, dager, år, tiår osv.

For eksempel: forbrenningsreaksjonen av krutt skjer umiddelbart med tenning og eksplosjon, og reaksjonen av mørkning av sølv eller rust av jern (korrosjon) skjer så sakte at resultatet kan overvåkes først etter lang tid.

For å karakterisere hastigheten på en kjemisk reaksjon brukes begrepet kjemisk reaksjonshastighet - υ.

Kjemisk reaksjonshastighet er endringen i konsentrasjonen av en av reaktantene i en reaksjon per tidsenhet.

Formel for å beregne hastigheten på en kjemisk reaksjon:

υ =	fra 2 – fra 1	=	∆s
t 2 – t 1	∆t

с 1 – molar konsentrasjon av stoffet i startøyeblikk tid t 1

c 2 - molar konsentrasjon av stoffet på det første tidspunktet t 2

siden hastigheten på en kjemisk reaksjon er preget av en endring molar konsentrasjon reaktanter (utgangsstoffer), deretter t 2 > t 1, og c 2 > c 1 (konsentrasjonen av utgangsstoffer avtar etter hvert som reaksjonen fortsetter).

Molar konsentrasjon(er)– er mengden stoff per volumenhet. Måleenheten for molar konsentrasjon er [mol/l].

Den grenen av kjemi som studerer hastigheten på kjemiske reaksjoner kalles kjemisk kinetikk . Å kjenne dens lover, kan en person kontrollere kjemiske prosesser, sett dem en viss hastighet.

Når du beregner hastigheten på en kjemisk reaksjon, er det nødvendig å huske at reaksjoner er delt inn i homogene og heterogene.

Homogene reaksjoner- reaksjoner som skjer i samme miljø (dvs. reaktantene er i samme aggregeringstilstand; for eksempel: gass + gass, væske + væske).

Heterogene reaksjoner- dette er reaksjoner som skjer mellom stoffer i et heterogent medium (det er en fasegrensesnitt, dvs. de reagerende stoffene er i forskjellige aggregeringstilstander; for eksempel: gass + væske, væske + fast stoff).

Formelen ovenfor for å beregne hastigheten på en kjemisk reaksjon er kun gyldig for homogene reaksjoner. Hvis reaksjonen er heterogen, kan den bare skje på overflaten av reaktantene.

For en heterogen reaksjon beregnes hastigheten ved å bruke formelen:

∆ν – endring i stoffmengden

S – grensesnittområde

∆ t – tidsperiode reaksjonen fant sted

Hastigheten av kjemiske reaksjoner avhenger av ulike faktorer: reaktantenes natur, konsentrasjonen av stoffene, temperatur, katalysatorer eller inhibitorer.

Reaksjonshastighetens avhengighet av de reagerende stoffene.

La oss ordne opp i det denne avhengigheten reaksjonshastighet ved å bruke et eksempel: la oss slippe metallgranuler med samme areal i to reagensglass som inneholder samme mengde saltsyre (HCl)-løsning: et jern (Fe)-granulat i det første reagensrøret, og et magnesium (Mg)-granulat i det andre. Som et resultat av observasjoner, basert på hastigheten for hydrogenfrigjøring (H2), kan det bemerkes at magnesium reagerer med saltsyre med høyeste hastighet enn jern. Hastigheten til denne kjemiske reaksjonen påvirkes av metallets natur (dvs. magnesium er mer kjemisk aktivt metall enn jern, og reagerer derfor kraftigere med syre).

Avhengighet av hastigheten på kjemiske reaksjoner på konsentrasjonen av reaktanter.

Jo høyere konsentrasjon av det reagerende (start)stoffet er, desto raskere går reaksjonen. Omvendt, jo lavere konsentrasjonen av reaktanten er, desto langsommere er reaksjonen.

For eksempel: Hell en konsentrert løsning av saltsyre (HCl) i det ene reagensrøret, og en fortynnet løsning av saltsyre i det andre. La oss legge et sinkgranulat (Zn) i begge reagensglassene. Vi vil observere, ved hastigheten på hydrogenutviklingen, at reaksjonen vil gå raskere i det første reagensrøret, fordi konsentrasjonen av saltsyre i den er større enn i det andre reagensrøret.

For å bestemme avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon, bruk handlingsloven til (virkende) masser : hastigheten på en kjemisk reaksjon er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av de reagerende stoffene, tatt i potenser som er lik koeffisientene deres.

For eksempel for en reaksjon som går i henhold til skjemaet: nA + mB → D, hastigheten på en kjemisk reaksjon bestemmes av formelen:

υ h.r. = k · C (A) n · C (B) m , Hvor

υ x.r - Big Polytechnic Encyclopedia

C (A) – EN

C (B) – molar konsentrasjon av et stoff I

n og m – koeffisientene deres

k – hastighetskonstant for en kjemisk reaksjon (referanseverdi).

Loven om masseaksjon gjelder ikke for stoffer i fast tilstand, fordi deres konsentrasjon er konstant (på grunn av det faktum at de bare reagerer på overflaten, som forblir uendret).

For eksempel: for reaksjon 2 Cu + O2 = 2 CuO reaksjonshastigheten bestemmes av formelen:

υ h.r. = k C(O 2)

PROBLEM: Hastighetskonstanten for reaksjonen 2A + B = D er 0,005. beregne reaksjonshastigheten ved molkonsentrasjonen av stoff A = 0,6 mol/l, stoff B = 0,8 mol/l.

Avhengighet av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen.

Denne avhengigheten er bestemt van't Hoff-regelen (1884): for hver 10 °C økning i temperatur øker hastigheten på en kjemisk reaksjon i gjennomsnitt med 2–4 ganger.

Dermed forekommer nesten ikke vekselvirkningen mellom hydrogen (H 2) og oksygen (O 2) ved romtemperatur, hastigheten på denne kjemiske reaksjonen er så lav. Men ved en temperatur på 500 C o skjer denne reaksjonen på 50 minutter, og ved en temperatur på 700 C o skjer den nesten umiddelbart.

Formel for å beregne hastigheten på en kjemisk reaksjon i henhold til Van't Hoff-regelen:

hvor: υ t 1 og υ t 2 - hastigheter av kjemiske reaksjoner ved t 2 og t 1

γ – temperaturkoeffisient, som viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten øker med en temperaturøkning på 10 C o.

Endring av reaksjonshastighet:

2. Bytt inn dataene fra problemformuleringen med formelen:

Avhengighet av reaksjonshastigheter på spesielle stoffer - katalysatorer og inhibitorer.

Katalysator- et stoff som øker hastigheten på en kjemisk reaksjon, men som ikke selv deltar i den.

Inhibitor- et stoff som bremser en kjemisk reaksjon, men som ikke selv deltar i den.

Eksempel: tilsett en ulmende splint i et reagensrør med en løsning av 3 % hydrogenperoksid (H 2 O 2), som har blitt varmet opp - den vil ikke lyse opp, fordi hastigheten på nedbrytningsreaksjonen av hydrogenperoksid til vann (H 2 O) og oksygen (O 2) er svært lav, og det resulterende oksygenet er ikke nok til å utføre kvalitativ reaksjon for oksygen (opprettholde forbrenning). La oss nå tilsette litt svart pulver av mangan (IV) oksid (MnO 2) i reagensrøret og se at den raske frigjøringen av gassbobler (oksygen) har begynt, og den ulmende splinten som ble brakt inn i reagensrøret blusser opp sterkt. MnO 2 er katalysatoren for denne reaksjonen; den akselererte reaksjonshastigheten, men deltok ikke i den selv (dette kan bevises ved å veie katalysatoren før og etter reaksjonen - dens masse vil ikke endres).

Fysisk kjemi: forelesningsnotater Berezovchuk A V

2. Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon

For homogen heterogene reaksjoner:

1) konsentrasjon av reagerende stoffer;

2) temperatur;

3) katalysator;

4) hemmer.

Bare for heterogene:

1) tilførselshastigheten av reagerende stoffer til fasegrensesnittet;

2) overflateareal.

Hovedfaktoren er arten av reaktantene - arten av bindingene mellom atomer i molekylene til reaktantene.

NO 2 – nitrogenoksid (IV) – revehale, CO – karbonmonoksid, karbonmonoksid.

Hvis de oksideres med oksygen, vil reaksjonen i det første tilfellet skje umiddelbart, så snart du åpner lokket på karet, i det andre tilfellet forlenges reaksjonen over tid.

Konsentrasjonen av reaktanter vil bli diskutert nedenfor.

Blå opalescens indikerer tidspunktet for svovelutfelling jo høyere konsentrasjon, jo høyere hastighet.

Ris. 10

Jo høyere konsentrasjon av Na 2 S 2 O 3, desto kortere tid tar reaksjonen. Grafen (fig. 10) viser direkte proporsjonal avhengighet. Reaksjonshastighetens kvantitative avhengighet av konsentrasjonen av de reagerende stoffene uttrykkes av LMA (lov om massevirkning), som sier: hastigheten på en kjemisk reaksjon er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av de reagerende stoffene.

Så, grunnleggende kinetikklov er en eksperimentelt etablert lov: hastigheten på en reaksjon er proporsjonal med konsentrasjonen av reaktantene, eksempel: (dvs. for en reaksjon)

For denne reaksjonen H 2 + J 2 = 2HJ – hastigheten kan uttrykkes i form av en endring i konsentrasjonen av noen av stoffene. Hvis reaksjonen fortsetter fra venstre til høyre, vil konsentrasjonen av H 2 og J 2 avta, og konsentrasjonen av HJ vil øke etter hvert som reaksjonen skrider frem. Til øyeblikkelig hastighet reaksjoner kan skrives som:

firkantede parenteser indikerer konsentrasjon.

Fysisk betydning k– molekyler er i kontinuerlig bevegelse, kolliderer, flyr fra hverandre og treffer karets vegger. For at den kjemiske reaksjonen skal danne HJ, må H2- og J2-molekylene kollidere. Antallet slike kollisjoner vil være større, jo flere molekyler av H 2 og J 2 er inneholdt i volumet, dvs. jo større verdier [H 2 ] og . Men molekyler beveger seg med forskjellige hastigheter, og totalt kinetisk energi to kolliderende molekyler vil være forskjellige. Hvis de raskeste molekylene H 2 og J 2 kolliderer, kan energien deres være så høy at molekylene brytes inn i atomer av jod og hydrogen, som flyr fra hverandre og deretter interagerer med andre molekyler H 2 + J 2 ? 2H+2J, deretter H+J2 ? HJ + J. Hvis energien til de kolliderende molekylene er mindre, men høy nok til å svekke H – H og J – J-bindingene, vil dannelsesreaksjonen av hydrogenjodid skje:

For de fleste kolliderende molekyler er energien mindre enn det som kreves for å svekke bindingene i H 2 og J 2. Slike molekyler vil "stille" kollidere og også "stille" spre seg, og forbli som de var, H 2 og J 2. Dermed fører ikke alle, men bare deler av kollisjonene til en kjemisk reaksjon. Proporsjonalitetskoeffisienten (k) viser antall effektive kollisjoner som fører til en kollisjonsreaksjon ved konsentrasjoner [H 2 ] = 1 mol. Størrelse k–konstant hastighet. Hvordan kan hastigheten være konstant? Ja, jevn hastighet rettlinjet bevegelse kalt en konstant vektormengde lik forholdet mellom bevegelsen til et legeme over en hvilken som helst tidsperiode og verdien av dette intervallet. Men molekyler beveger seg kaotisk, hvordan kan da hastigheten være konstant? Men konstant hastighet kan bare gjøres ved konstant temperatur. Med økende temperatur øker andelen raske molekyler hvis kollisjoner fører til en reaksjon, dvs. hastighetskonstanten øker. Men økningen i hastighetskonstanten er ikke ubegrenset. Ved en viss temperatur vil energien til molekylene bli så høy at nesten alle kollisjoner av reaktantene vil være effektive. Når to raske molekyler kolliderer, vil det oppstå en omvendt reaksjon.

Et øyeblikk vil komme når dannelseshastighetene for 2HJ fra H 2 og J 2 og dekomponering vil være like, men dette er allerede en kjemisk likevekt. Reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjonen av reaktantene kan spores ved å bruke den tradisjonelle reaksjonen av interaksjon av en løsning av natriumtiosulfat med en løsning av svovelsyre.

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

H 2 S 2 O 3 = S? + H 2 O + SO 2?. (2)

Reaksjon (1) skjer nesten umiddelbart. Reaksjonshastigheten (2) avhenger ved konstant temperatur av konsentrasjonen av reaktanten H 2 S 2 O 3. Dette er nøyaktig reaksjonen vi observerte - i dette tilfellet måles hastigheten etter tiden fra begynnelsen av løsningene for å slå sammen til utseendet av opalescens. I artikkelen L. M. Kuznetsova Reaksjonen av natriumtiosulfat med saltsyre er beskrevet. Hun skriver at når løsninger dreneres, oppstår opalescens (turbiditet). Men denne uttalelsen fra L.M. Kuznetsova er feil siden opalescens og turbiditet er to forskjellige ting. Opalescens (fra opal og latin escentia– suffiks som betyr svak effekt) – spredning av lys av grumsete medier på grunn av deres optiske inhomogenitet. Lysspredning– avvik av lysstråler som forplanter seg i et medium i alle retninger fra den opprinnelige retningen. Kolloidale partikler er i stand til å spre lys (Tyndall-Faraday-effekten) - dette forklarer opalescensen og den svake turbiditeten til den kolloidale løsningen. Når du utfører dette eksperimentet, er det nødvendig å ta hensyn til den blå opalescensen, og deretter koaguleringen av den kolloidale suspensjonen av svovel. Den samme tettheten til suspensjonen noteres av den synlige forsvinningen av ethvert mønster (for eksempel et rutenett på bunnen av en kopp) observert ovenfra gjennom løsningslaget. Tiden telles ved hjelp av en stoppeklokke fra tømmeøyeblikket.

Løsninger av Na 2 S 2 O 3 x 5H 2 O og H 2 SO 4.

Den første fremstilles ved å løse opp 7,5 g salt i 100 ml H 2 O, som tilsvarer en konsentrasjon på 0,3 M. For å tilberede en løsning av H 2 SO 4 med samme konsentrasjon, må du måle 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g/cm 3 og løs den i 120 ml H 2 O. Hell den tilberedte Na 2 S 2 O 3-løsningen i tre glass: 60 ml i det første, 30 ml i det andre, 10 ml i det tredje. Tilsett 30 ml destillert H 2 O til det andre glasset og 50 ml til det tredje glasset. Dermed vil det være 60 ml væske i alle tre glassene, men i det første er saltkonsentrasjonen betinget = 1, i det andre - ½ og i det tredje - 1/6. Etter at løsningene er tilberedt, hell 60 ml H 2 SO 4 løsning i det første glasset med en saltløsning og skru på stoppeklokken osv. Tatt i betraktning at reaksjonshastigheten avtar ved fortynning av Na 2 S 2 O 3 løsningen, den kan bestemmes som en mengde omvendt proporsjonal med tiden v = 1/? og konstruer en graf, plott konsentrasjonen på abscisseaksen, og reaksjonshastigheten på ordinataksen. Konklusjonen fra dette er at reaksjonshastigheten avhenger av konsentrasjonen av stoffer. Dataene som er oppnådd er oppført i tabell 3. Dette eksperimentet kan utføres ved hjelp av byretter, men dette krever at utøveren må flott praksis, fordi tidsplanen kan være feil.

Tabell 3

Hastighet og reaksjonstid

Guldberg-Waage-loven bekreftes - professor i kjemi Gulderg og ung vitenskapsmann Waage).

La oss vurdere neste faktor– temperatur.

Når temperaturen øker, øker hastigheten på de fleste kjemiske reaksjoner. Denne avhengigheten er beskrevet av Van't Hoffs regel: "For hver 10 °C økning i temperatur øker hastigheten på kjemiske reaksjoner med 2 til 4 ganger."

Hvor ? – temperaturkoeffisient som viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten øker når temperaturen øker med 10 °C;

v 1 – reaksjonshastighet ved temperatur t 1;

v 2 – reaksjonshastighet ved temperatur t2.

For eksempel tar en reaksjon ved 50 °C to minutter, hvor lang tid vil det ta før prosessen fullføres ved 70 °C hvis temperaturkoeffisienten ? = 2?

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

Selv en liten økning i temperaturen forårsaker en kraftig økning i reaksjonshastigheten ved aktive kollisjoner av molekylet. I følge aktiveringsteorien deltar bare de molekylene hvis energi er større i prosessen gjennomsnittlig energi molekyler med en viss mengde. Denne overskuddsenergien er aktiveringsenergi. Dens fysiske betydning er energien som er nødvendig for den aktive kollisjonen av molekyler (orbital omorganisering). Antall aktive partikler, og dermed reaksjonshastigheten, øker med temperaturen i henhold til en eksponentiell lov, i henhold til Arrhenius-ligningen, som gjenspeiler hastighetskonstantens avhengighet av temperaturen

Hvor A - Arrhenius proporsjonalitetskoeffisient;

k– Boltzmanns konstant;

E A – aktiveringsenergi;

R – gass ​​konstant;

T- temperatur.

En katalysator er et stoff som akselererer reaksjonshastigheten uten å bli konsumert.

Katalyse– fenomenet med å endre reaksjonshastigheten i nærvær av en katalysator. Det er homogen og heterogen katalyse. Homogen– hvis reagensene og katalysatoren er i samme aggregeringstilstand. Heterogen– hvis reagensene og katalysatoren er forskjellige aggregeringstilstander. Om katalyse, se separat (videre).

Inhibitor– et stoff som bremser reaksjonshastigheten.

Den neste faktoren er overflateareal. Jo større overflateareal av reaktanten, jo større hastighet. La oss vurdere, ved å bruke et eksempel, effekten av spredningsgraden på reaksjonshastigheten.

CaCO 3 – marmor. Vi vil senke flisemarmoren ned i saltsyre HCl, vent fem minutter, det vil oppløses helt.

Pulverisert marmor - vi vil gjøre samme prosedyre med den, den vil oppløses på tretti sekunder.

Ligningen for begge prosessene er den samme.

CaCO 3 (fast stoff) + HCl (g) = CaCl 2 (fast stoff) + H 2 O (flytende) + CO 2 (g) ?.

Så når du legger til pulverisert marmor, er tiden mindre enn når du legger til platemarmor, for samme masse.

Med en økning i grensesnittoverflaten øker hastigheten på heterogene reaksjoner.

Fra boken Physical Chemistry: Lecture Notes forfatter Berezovchuk A V

2. Ligning av isotermen til en kjemisk reaksjon Hvis reaksjonen fortsetter reversibelt, så G = 0. Hvis reaksjonen fortsetter irreversibelt, da? 0 og endringen kan beregnes?G. Hvor? – reaksjonsområde – en verdi som viser hvor mange mol som endret seg under reaksjonen. I sp – karakteriserer

Fra boken Nyeste bok fakta. Bind 3 [Fysikk, kjemi og teknologi. Historie og arkeologi. Diverse] forfatter Kondrashov Anatoly Pavlovich

3. Ligninger av isokorer, isobarer av en kjemisk reaksjon Avhengighet av K på temperatur Isobarligning: Isokorligning: De brukes til å bedømme strømningsretningen

Fra boken Neutrino - den spøkelsesaktige partikkelen til et atom av Isaac Asimov

1. Begrepet kjemisk kinetikk Kinetikk er vitenskapen om kjemiske reaksjonshastigheter. Hastigheten til en kjemisk reaksjon er antall elementære handlinger kjemisk interaksjon strømmer per tidsenhet per volumenhet (homogen) eller per overflateenhet

Fra boken Atomenergi til militære formål forfatter Smith Henry Dewolf

8. Faktorer som påvirker hydrogenoverspenning. Oksygenoverspenning Faktorer som påvirker ?H2:1) ?strøm (strømtetthet). Avhengigheten av strømtettheten er beskrevet av Tafel-ligningen 2) Katodematerialets natur – serier i økende rekkefølge?, – overspenning

Fra boken Kurs i fysikkens historie forfatter Stepanovich Kudryavtsev Pavel

Fra boken Hva er relativitetsteorien forfatter Landau Lev Davidovich

Kjernefysiske reaksjoner Og elektrisk ladning Da fysikere begynte å forstå strukturen til atomet klarere på 1990-tallet, oppdaget de at i det minste noen deler av det bar en elektrisk ladning. For eksempel elektronfylling ytre områder atom,

Fra boken Fysikk ved hvert trinn forfatter Perelman Yakov Isidorovich

atomreaksjonsmetoder for kjernefysisk bombardering1.40. Cockcroft og Walton oppnådde protoner med tilstrekkelig høy energi ved å ionisere hydrogengass og påfølgende akselerasjon av ionene med en høyspentinstallasjon med transformator og likeretter. En lignende metode kan være

Fra boken 50 år med sovjetisk fysikk forfatter Leshkovtsev Vladimir Alekseevich

KJEDEREAKSJONSPROBLEM 2.3. Driftsprinsipp atombomber eller kraftverk, ved hjelp av uran fisjon, er ganske enkelt. Hvis ett nøytron forårsaker fisjon, som resulterer i frigjøring av flere nye nøytroner, kan antall fisjon oppstå ekstremt raskt

Fra boken The King's New Mind [Om datamaskiner, tenkning og fysikkens lover] av Penrose Roger

REAKSJONSPRODUKTER OG SEPARASJONSPROBLEM 8.16. På Hanford-anlegget er plutoniumproduksjonsprosessen delt inn i to hoveddeler: faktisk produsere det i kjelen og skille det fra uranblokkene der det dannes. La oss gå videre til den andre delen av prosessen.

Fra boken Hvem eplet falt på forfatter Kesselman Vladimir Samuilovich

FAKTORER SOM PÅVIRKER ISOTOPSEPARERING 9.2. Per definisjon er isotoper av et element forskjellige i massene, men ikke kjemiske egenskaper. Mer presist, selv om massene til kjernene til isotoper og deres struktur er forskjellige, er ladningene til kjernene de samme, og derfor de ytre elektroniske skall

Fra forfatterens bok

Implementering kjedereaksjon Nukleær fisjon Nå har spørsmålet om fisjonskjedereaksjonen og muligheten for å oppnå destruktiv eksplosiv fisjonsenergi dukket opp med all sin kraft. Dette spørsmålet var dødelig sammenvevd med verdenskrigen som ble utløst Nazi-Tyskland 1. september

Fra forfatterens bok

Og hastighet er relativt! Fra prinsippet om bevegelsesrelativitet følger det at vi kan snakke om rettlinjet og jevn bevegelse kropp med en viss hastighet, uten å angi i forhold til hvilket av hvilelaboratoriene hastigheten er målt, gir like lite mening som å si

Fra forfatterens bok

Lydhastighet Har du noen gang sett en vedhogger hogge ned et tre på lang avstand? Eller kanskje du har sett en snekker jobbe i det fjerne, hamre inn spiker? Du har kanskje lagt merke til det merkelig ting: Slaget oppstår ikke når øksen treffer et tre eller

Fra forfatterens bok

KONTROLLERTE TERMONUKLEÆRE REAKSJONER Ukontrollerte termonukleære reaksjoner oppstår under eksplosjoner hydrogenbomber. De fører til frigjøring av enorme mengder atomenergi, ledsaget av en ekstremt ødeleggende eksplosjon. Nå er forskernes oppgave å finne måter

Fra forfatterens bok

Fra forfatterens bok

I labyrintene til fisjonsreaksjonen I 1938 gjorde tyske forskere Otto Hahn og Fritz Strassmann (1902–1980) en fantastisk oppdagelse. De oppdaget at bombardering av uran med nøytroner noen ganger produserte kjerner som var omtrent dobbelt så lette som den opprinnelige urankjernen. Lengre

Hastigheten til en kjemisk reaksjon forstås som endringen i konsentrasjonen av et av de reagerende stoffene per tidsenhet med et konstant volum av systemet.

Vanligvis er konsentrasjon uttrykt i mol/l, og tid i sekunder eller minutter. Hvis for eksempel startkonsentrasjonen av et av de reagerende stoffene var 1 mol/l, og etter 4 s fra starten av reaksjonen ble den 0,6 mol/l, så gjennomsnittlig hastighet reaksjon vil være lik (1-0,6)/4=0,1 mol/(l*s).

Den gjennomsnittlige reaksjonshastigheten beregnes ved hjelp av formelen:

Hastigheten til en kjemisk reaksjon avhenger av:

Naturen til de reagerende stoffene.

Stoffer med polar binding i løsninger interagerer raskere, dette forklares med at slike stoffer danner ioner i løsninger som lett interagerer med hverandre.

Stoffer med ikke-polare og lavpolare kovalente bindinger reagerer med i forskjellige hastigheter, det avhenger av deres kjemiske aktivitet.

H 2 + F 2 = 2HF (går veldig raskt med en eksplosjon ved romtemperatur)

H 2 + Br 2 = 2HBr (går sakte, selv ved oppvarming)

Verdier av overflatekontakt av reagerende stoffer (for heterogene)

Konsentrasjoner av reaktanter

Reaksjonshastigheten er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonen av reaktanter hevet til styrken til deres støkiometriske koeffisienter.

Temperaturer

Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur bestemmes av Van't Hoff-regelen:

med en temperaturøkning for hver 10 0 frekvensen av de fleste reaksjoner øker med 2-4 ganger.

Tilstedeværelse av katalysator

Katalysatorer er stoffer som endrer hastigheten på kjemiske reaksjoner.

Fenomenet med en endring i reaksjonshastighet i nærvær av en katalysator kalles katalyse.

Trykk

Når trykket øker, øker reaksjonshastigheten (for homogene)

Spørsmål nr. 26. Lov om masseaksjon. Hastighetskonstant. Aktiveringsenergi.

Lov om masseaksjon.

hastigheten stoffene reagerer med hverandre avhenger av konsentrasjonen deres

Hastighetskonstant.

proporsjonalitetskoeffisient i den kinetiske ligningen for en kjemisk reaksjon, som uttrykker reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjon

Hastighetskonstanten avhenger av reaktantenes natur og temperatur, men avhenger ikke av deres konsentrasjoner.

Aktiveringsenergi.

energi som må gis til molekyler (partikler) av reagerende stoffer for å gjøre dem om til aktive

Aktiveringsenergien avhenger av reaktantenes natur og endringer i nærvær av en katalysator.

Økende konsentrasjon øker totalt antall molekyler og følgelig aktive partikler.

Spørsmål nr. 27. Reversible og irreversible reaksjoner. Kjemisk likevekt, likevektskonstant. Le Chateliers prinsipp.

Reaksjoner som bare går i én retning og ender med fullstendig transformasjon av utgangsstoffene til de endelige kalles irreversible.

Reversible reaksjoner er de som samtidig oppstår i to innbyrdes motsatte retninger.

I ligninger av reversible reaksjoner er to piler plassert mellom venstre og høyre side, rettet mot motsatte sider. Et eksempel på en slik reaksjon er syntesen av ammoniakk fra hydrogen og nitrogen:

3H2 + N2 = 2NH3

Irreversible reaksjoner er de reaksjonene som oppstår:

De resulterende produktene utfelles eller frigjøres i form av gass, for eksempel:

BaCl2 + H2SO4 = BaS04 + 2HCl

Na 2 CO 3 + 2 HCl = 2 NaCl + CO 2 + H 2 O

Vanndannelse:

HCl + NaOH = H2O + NaCl

Reversible reaksjoner når ikke ferdigstillelse og slutter med etableringen kjemisk likevekt.

Kjemisk likevekt er en tilstand av et system av reagerende stoffer der hastigheten på forover- og bakreaksjoner er like.

Tilstanden for kjemisk likevekt påvirkes av konsentrasjonen av reagerende stoffer, temperatur, og for gasser, trykk. Når en av disse parameterne endres, blir den kjemiske likevekten forstyrret.

Likevektskonstant.

Den viktigste parameteren som kjennetegner en reversibel kjemisk reaksjon er likevektskonstanten K. Hvis vi skriver ned for den betraktede reversible reaksjonen A + D C + D betingelsen for likeheten av hastighetene til de fremadrettede og reverserte reaksjonene i likevektstilstanden - k1[ A]lik[B]lik = k2[C]lik[ D]lik, derfra [C]lik[D]lik/[A]lik[B]lik = k1/k2 = K, så kalles verdien av K likevektskonstanten til den kjemiske reaksjonen.

Så ved likevekt er forholdet mellom konsentrasjonen av reaksjonsprodukter og produktet av konsentrasjonen av reaktanter konstant hvis temperaturen er konstant (hastighetskonstantene k1 og k2 og derfor likevektskonstanten K avhenger av temperaturen, men ikke avhenger av konsentrasjonen av reaktantene). Hvis flere molekyler av utgangsstoffer deltar i en reaksjon og det dannes flere molekyler av et produkt (eller produkter), heves konsentrasjonene av stoffer i uttrykket for likevektskonstanten til potensene som svarer til deres støkiometriske koeffisienter. Så for reaksjonen 3H2 + N2 2NH3 skrives uttrykket for likevektskonstanten som K = 2 like/3 like. Den beskrevne metoden for å utlede likevektskonstanten, basert på frekvensen av forover- og reversreaksjoner, i generell sak kan ikke brukes, siden for komplekse reaksjoner er avhengigheten av hastighet på konsentrasjon vanligvis ikke uttrykt enkel ligning eller helt ukjent. I termodynamikk er det imidlertid bevist at den endelige formelen for likevektskonstanten er riktig.

For gassformige forbindelser kan trykk brukes i stedet for konsentrasjoner når man skriver likevektskonstanten; Tydeligvis kan den numeriske verdien av konstanten endres hvis antallet gassformige molekyler på høyre og venstre side av ligningen ikke er det samme.

Pincip Le Chatelier.

dersom et system i likevekt påvirkes av evt ytre påvirkning, så skifter likevekten mot reaksjonen som motvirker denne effekten.

Kjemisk balanse påvirkes av:

Temperaturendring. Når temperaturen øker, skifter likevekten mot den endoterme reaksjonen. Når temperaturen synker, skifter likevekten mot den eksoterme reaksjonen.

Endring i trykk. Når trykket øker, skifter likevekten mot en reduksjon i antall molekyler. Når trykket avtar, skifter likevekten mot en økning i antall molekyler.