Systemer. Men gitt verdi reflekterer ikke reell mulighet reaksjonsfremgang, henne fart og mekanisme.

For å forstå en kjemisk reaksjon fullt ut, må du ha kunnskap om hvilke tidsmønstre som eksisterer under implementeringen, dvs. kjemisk reaksjonshastighet og dens detaljerte mekanisme. Studer hastigheten og mekanismen for reaksjonen kjemisk kinetikk- vitenskapen om den kjemiske prosessen.

Fra synspunktet kjemisk kinetikk, kan reaksjoner klassifiseres til enkelt og komplekst.

Enkle reaksjoner– prosesser som skjer uten dannelse av mellomliggende forbindelser. I henhold til antall partikler som deltar i det, er de delt inn i monomolekylær, bimolekylær, trimolekylær. Kollisjonen av mer enn 3 partikler er usannsynlig, så trimolekylære reaksjoner er ganske sjeldne, og firemolekylære reaksjoner er ukjente. Komplekse reaksjoner – prosesser som består av flere elementære reaksjoner.

Enhver prosess fortsetter med sin iboende hastighet, som kan bestemmes av endringene som skjer over en viss tidsperiode. Gjennomsnittlig kjemisk reaksjonshastighet uttrykt ved å endre mengden stoff n stoff konsumert eller mottatt per volumenhet V per tidsenhet t.

υ = ± dn/ dt· V

Hvis et stoff blir konsumert, setter vi et "-"-tegn hvis det samler seg, setter vi et "+"-tegn.

Ved konstant volum:

υ = ± dC/ dt,

Reaksjonshastighet enhet mol/l s

Generelt er υ en konstant verdi og er ikke avhengig av hvilket stoff som deltar i reaksjonen vi overvåker.

Avhengigheten av konsentrasjonen av et reagens eller produkt på reaksjonstiden er presentert i skjemaet kinetisk kurve, som ser slik ut:

Det er mer praktisk å beregne υ fra eksperimentelle data hvis uttrykkene ovenfor transformeres til følgende uttrykk:

Lov om masseaksjon. Reaksjonsrekkefølge og hastighetskonstant

En av formuleringene lov aktive masser høres slik ut: Hastigheten til en elementær homogen kjemisk reaksjon er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av reaktantene.

Hvis prosessen som studeres er representert i skjemaet:

a A + b B = produkter

da kan hastigheten til en kjemisk reaksjon uttrykkes kinetisk ligning:

υ = k [A] a [B] b eller

υ = k·C a A ·C b B

Her [ EN] Og [B] (C A OgC B) - konsentrasjoner av reagenser,

a ogb- støkiometriske koeffisienter for en enkel reaksjon,

k– reaksjonshastighetskonstant.

Kjemisk betydning av kvantitet k- Dette reaksjonshastighet ved enkeltkonsentrasjoner. Det vil si at hvis konsentrasjonene av stoffene A og B er lik 1, da υ = k.

Det må tas i betraktning at i komplekse kjemiske prosesser er koeffisientene a ogb ikke sammenfaller med støkiometriske.

Loven om masseaksjon er oppfylt dersom en rekke betingelser er oppfylt:

• Reaksjonen aktiveres termisk, dvs. energi termisk bevegelse.
• Konsentrasjonen av reagenser fordeles jevnt.
• Miljøets egenskaper og forhold endres ikke under prosessen.
• Miljøets egenskaper skal ikke påvirke k.

Til komplekse prosesser lov om masseaksjon kan ikke brukes. Dette kan forklares med det faktum at en kompleks prosess består av flere elementære stadier, og hastigheten vil ikke bli bestemt av den totale hastigheten til alle stadier, men bare av ett langsomste trinn, som kalles begrensende.

Hver reaksjon har sin egen bestille. Definere privat (del)bestilling med reagens og generell (full) rekkefølge. For eksempel ved å uttrykke hastigheten på en kjemisk reaksjon for en prosess

a A + b B = produkter

υ = k·[ EN] en·[ B] b

en– bestille etter reagens EN

b — bestille etter reagens I

Generell prosedyre en + b = n

Til enkle prosesser reaksjonsrekkefølgen angir antall reagerende arter (sammenfaller med de støkiometriske koeffisientene) og tar heltallsverdier. Til komplekse prosesser rekkefølgen av reaksjonen faller ikke sammen med de støkiometriske koeffisientene og kan være hvilken som helst.

La oss bestemme faktorene som påvirker hastigheten på kjemisk reaksjon υ.

1. Reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjonen av reaktanter

   bestemt av masseaksjonens lov: υ = k[ EN] en·[ B] b

Det er åpenbart at med økende konsentrasjoner av reaktanter, øker υ, fordi antall kollisjoner mellom stoffer som deltar i den kjemiske prosessen øker. Dessuten er det viktig å ta hensyn til rekkefølgen av reaksjonen: hvis den n=1 for noen reagenser er hastigheten direkte proporsjonal med konsentrasjonen av dette stoffet. Hvis for noen reagens n=2, da vil dobling av konsentrasjonen føre til en økning i reaksjonshastigheten med 2 2 = 4 ganger, og å øke konsentrasjonen med 3 ganger vil fremskynde reaksjonen med 3 2 = 9 ganger.

Kjemisk reaksjonshastighet

Emnet "Hastighet for en kjemisk reaksjon" er kanskje det mest komplekse og kontroversielle i skolens læreplan. Dette skyldes kompleksiteten til kjemisk kinetikk i seg selv, en av grenene innen fysisk kjemi.
Selve definisjonen av begrepet "hastighet for en kjemisk reaksjon" er allerede tvetydig (se for eksempel artikkelen av L.S. Guzey i avisen "Khimiya", 2001, nr. 28, Med. 12). Flere flere problemer oppstår når man prøver å anvende massevirkningsloven for reaksjonshastigheten på evt, fordi rekkevidden av objekter for hvilke en kvantitativ beskrivelse av kinetiske prosesser er mulig innenfor rammen skolepensum, veldig smal. Jeg vil spesielt merke meg feilen i å bruke massevirkningsloven for hastigheten på en kjemisk reaksjon ved kjemisk likevekt.
Samtidig vil det være feil å nekte fullstendig å vurdere dette temaet i skolen. Ideer om hastigheten på en kjemisk reaksjon er svært viktig når man studerer mange naturlige og teknologiske prosesser uten dem er det umulig å snakke om katalyse og katalysatorer, inkludert enzymer. Selv om det hovedsakelig brukes kvalitative ideer om hastigheten på en kjemisk reaksjon når man diskuterer transformasjoner av stoffer, er det fortsatt ønskelig å innføre enkle kvantitative forhold, spesielt for elementære reaksjoner.
Den publiserte artikkelen diskuterer i tilstrekkelig detalj spørsmålene om kjemisk kinetikk, som kan diskuteres på skoletimer kjemi. Utelukkelse fra kurset skolekjemi kontroversielle og kontroversielle aspekter ved dette emnet er spesielt viktige for de studentene som skal fortsette sine kjemisk utdanning ved universitetet.

Tross alt er kunnskapen som er tilegnet på skolen ofte i konflikt med den vitenskapelige virkeligheten.

Kjemiske reaksjoner kan variere betydelig i tiden det tar før de oppstår. En blanding av hydrogen og oksygen ved romtemperatur kan forbli tilnærmet uendret i lang tid, men hvis den treffes eller antennes, vil det oppstå en eksplosjon. Jernplaten ruster sakte, og et stykke hvitt fosfor antennes spontant i luft. Det er viktig å vite hvor raskt en bestemt reaksjon skjer for å kunne kontrollere fremdriften.

Grunnleggende konsepter Kvantitativ karakteristisk for det

Hvor raskt en gitt reaksjon går, er hastigheten på den kjemiske reaksjonen, det vil si hastigheten på forbruket av reaktanter eller hastigheten på produktenes utseende. I dette tilfellet spiller det ingen rolle hvilke av stoffene som deltar i reaksjonen som diskuteres, siden de alle er sammenkoblet gjennom reaksjonsligningen. Ved å endre mengden av ett av stoffene kan man bedømme de tilsvarende endringene i mengden av alle de andre. () Hastighet for kjemisk reaksjon () kalt en endring i mengden av en reaktant eller et produkt () per tidsenhet (V):

= /(V ).

per volumenhet Reaksjonshastighet inn i dette tilfellet

vanligvis uttrykt i mol/(l s).

Uttrykket ovenfor refererer til homogene kjemiske reaksjoner som forekommer i et homogent medium, for eksempel mellom gasser eller i løsning:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3,

Heterogene kjemiske reaksjoner oppstår på kontaktflaten fast og gass, fast og flytende, etc. Heterogene reaksjoner inkluderer for eksempel reaksjoner av metaller med syrer:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2.

I f.eks i så fall hastigheten på en reaksjon er endringen i mengden av en reaktant eller et produkt () kalt en endring i mengden av en reaktant eller et produkt() per overflateenhet (S):

= /(S ).

Hastigheten til en heterogen reaksjon uttrykkes i mol/(m 2 s).

For å kontrollere kjemiske reaksjoner er det viktig ikke bare å kunne bestemme hastigheten deres, men også å finne ut hvilke forhold som påvirker dem. Kjemigren som studerer hastigheten på kjemiske reaksjoner og påvirkningen på den ulike faktorer , kalt.

kjemisk kinetikk

Kollisjonsfrekvens for reagerende partikler Den viktigste faktoren , som bestemmer hastigheten på en kjemisk reaksjon, –.

konsentrasjon Når konsentrasjonen av reaktanter øker, øker reaksjonshastigheten vanligvis. For at en reaksjon skal skje, må to kjemiske partikler komme sammen, så reaksjonshastigheten avhenger av antall kollisjoner mellom dem. Øke antall partikler i gitt volum

fører til hyppigere kollisjoner og økt reaksjonshastighet. For homogene reaksjoner vil økning av konsentrasjonen av en eller flere reaktanter øke reaksjonshastigheten. Når konsentrasjonen synker, observeres den motsatte effekten. Konsentrasjonen av stoffer i en løsning kan endres ved å tilsette eller fjerne reaktanter eller løsningsmiddel fra reaksjonssfæren. I gasser kan konsentrasjonen av et av stoffene økes ved å innføre ytterligere mengder av dette stoffet i reaksjonsblandingen. Konsentrasjoner av alle gassformige stoffer

kan økes samtidig, og redusere volumet som opptas av blandingen. Samtidig vil reaksjonshastigheten øke. Økning av volumet fører til motsatt resultat. Hastigheten av heterogene reaksjoner avhenger av overflateareal av kontakt mellom stoffer, dvs. på graden av sliping av stoffer, fullstendigheten av blanding av reagenser, så vel som på tilstanden til krystallstrukturer faste stoffer. Enhver forstyrrelse i krystallstrukturen forårsaker en økning reaktivitet faste stoffer, fordi å ødelegge holdbare

Vurder brenning av ved. En hel vedkubbe brenner relativt sakte i luft. Hvis du øker kontaktoverflaten av tre med luft, deler stokken i flis, vil brennhastigheten øke. Samtidig brenner ved i rent oksygen mye raskere enn i luft, som bare inneholder ca. 20 % oksygen.

For at en kjemisk reaksjon skal oppstå, må partikler – atomer, molekyler eller ioner – kollidere. Som følge av kollisjoner omorganiseres atomer og nye kjemiske bindinger oppstår, noe som fører til dannelse av nye stoffer. Sannsynligheten for en kollisjon av to partikler er ganske høy, sannsynligheten for en samtidig kollisjon av tre partikler er mye mindre. Det er ekstremt lite sannsynlig at fire partikler kolliderer samtidig.

Derfor skjer de fleste reaksjoner i flere stadier, hvor ikke mer enn tre partikler samhandler.

Oksydasjonsreaksjonen av hydrogenbromid skjer med en merkbar hastighet ved 400–600 °C:

4НВr + O 2 = 2Н 2 О + 2Вr 2 .

I følge reaksjonsligningen skal fem molekyler kollidere samtidig.

Sannsynligheten for en slik hendelse er imidlertid praktisk talt null. Dessuten har eksperimentelle studier vist at å øke konsentrasjonen - enten oksygen eller hydrogenbromid - øker reaksjonshastigheten like mange ganger. Og dette til tross for at for hvert oksygenmolekyl forbrukes fire molekyler hydrogenbromid.

En detaljert undersøkelse av denne prosessen viser at den skjer i flere stadier:

1) HBr + O2 = HOOBr (langsom reaksjon);

2) HOOBr + HBr = 2HOVr (rask reaksjon); 3) HOBr + HBr = H 2 O + Br 2 (rask reaksjon). Ovennevnte reaksjoner, den såkalte elementære reaksjoner, reflektere reaksjonsmekanisme oksidasjon av hydrogenbromid med oksygen. Det er viktig å merke seg at bare to molekyler er involvert i hver av mellomreaksjonene. Å legge til de to første ligningene og to ganger den tredje gir

oppsummerende ligning reaksjoner. Den totale reaksjonshastigheten bestemmes av den langsomste mellomreaksjonen, der ett molekyl hydrogenbromid og ett molekyl oksygen samhandler. (reaksjoner. Den totale reaksjonshastigheten bestemmes av den langsomste mellomreaksjonen, der ett molekyl hydrogenbromid og ett molekyl oksygen samhandler. Hastigheten av elementære reaksjoner er direkte proporsjonal med produktet av molare konsentrasjoner reaksjoner. Den totale reaksjonshastigheten bestemmes av den langsomste mellomreaksjonen, der ett molekyl hydrogenbromid og ett molekyl oksygen samhandler. = /V Med er mengden stoff per volumenhet,) reagenser tatt i potenser lik deres støkiometriske koeffisienter ( lov om masseaksjon, når de støkiometriske koeffisientene foran reagensformlene tilsvarer antall interagerende partikler.

Basert på antall molekyler som interagerer i en reaksjon, klassifiseres reaksjoner som monomolekylære, bimolekylære og trimolekylære. For eksempel er dissosiasjonen av molekylært jod til atomer: I 2 = 2I er en monomolekylær reaksjon.

Interaksjon av jod med hydrogen: I 2 + H 2 = 2HI – bimolekylær reaksjon. Loven om massevirkning for kjemiske reaksjoner med forskjellige molekyler er skrevet annerledes.

Monomolekylære reaksjoner:

A = B + C,

= kc EN,

Hvor k– konstant reaksjonshastighet.

Bimolekylære reaksjoner:

= kc EN c I.

Trimolekylære reaksjoner:

= kc 2 A c I.

Aktiveringsenergi

Kollisjon kjemiske partikler fører til en kjemisk interaksjon bare hvis de kolliderende partiklene har energi som overstiger en bestemt verdi.

La oss vurdere samspillet mellom gassformige stoffer som består av molekylene A 2 og B 2:

A2 + B2 = 2AB. Under en kjemisk reaksjon skjer en omorganisering av atomer, ledsaget av brudd kjemiske bindinger i utgangsmaterialene og dannelsen av bindinger i reaksjonsproduktene. Når reagerende molekyler kolliderer, en såkalt aktivert kompleks

, der en omfordeling av elektrontetthet skjer, og først da oppnås det endelige reaksjonsproduktet: Energien som kreves for overgangen av stoffer til tilstanden til et aktivert kompleks kalles.

aktiveringsenergi Aktivitet kjemikalier

manifesterer seg i den lave aktiveringsenergien til reaksjoner som involverer dem. Jo lavere aktiveringsenergi, jo høyere reaksjonshastighet. For eksempel, i reaksjoner mellom kationer og anioner, er aktiveringsenergien veldig liten, så slike reaksjoner skjer nesten umiddelbart. Hvis aktiveringsenergien er høy, fører en svært liten del av kollisjonene til dannelse av nye stoffer.. La oss se på, som et eksempel, reaksjonene mellom metaller og syrer. Hvis du slipper identiske biter av kobber, sink, magnesium og jern i reagensglass med fortynnet svovelsyre, kan du se at intensiteten av frigjøringen av bobler av hydrogengass, som kjennetegner reaksjonshastigheten, varierer betydelig for disse metallene. I et reagensrør med magnesium observeres en rask utvikling av hydrogen i et reagensrør med sink, gassbobler frigjøres noe roligere. Reaksjonen går enda langsommere i et reagensrør med jern (fig.).

Kobber reagerer ikke i det hele tatt med fortynnet svovelsyre. Dermed avhenger reaksjonshastigheten av aktiviteten til metallet. Når du erstatter svovelsyre (en sterk syre) med eddiksyre ( svak syre

) reaksjonshastigheten i alle tilfeller reduseres betydelig. Vi kan konkludere med at reaksjonshastigheten til et metall med en syre påvirkes av naturen til begge reagensene - både metallet og syren. Forfremmelse

temperatur

= fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner.+10 /fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner. .

Når temperaturen øker med ti grader, øker hastigheten med et antall ganger lik hastighetskoeffisienten: fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner. T fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner."
Når temperaturen stiger fra fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner. til reaksjonshastighetsforhold"Og
T fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner." – fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner.)/10:

fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner." /fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner. = (fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner."–fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner.)/10.

lik

temperaturkoeffisient for hastighet til kraften (

For mange homogene reaksjoner er t24 (van't Hoffs regel). Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur kan observeres ved å bruke eksempelet på interaksjonen av kobber(II)oksid med fortynnet svovelsyre. Ved romtemperatur går reaksjonen veldig sakte.

Mange reaksjoner kan akselereres eller bremses ved innføring av visse stoffer. De tilsatte stoffene deltar ikke i reaksjonen og forbrukes ikke i løpet av dens forløp, men har en betydelig effekt på reaksjonshastigheten. Disse stoffene endrer reaksjonsmekanismen (inkludert sammensetningen av det aktiverte komplekset) og senker aktiveringsenergien, noe som akselererer kjemiske reaksjoner. Stoffer som akselererer reaksjoner kalles katalysatorer, og selve fenomenet med en slik akselerasjon av reaksjonen er katalyse.

Mange reaksjoner i fravær av katalysatorer går veldig sakte eller ikke i det hele tatt. En slik reaksjon er nedbrytning av hydrogenperoksid:

2H2O2 = 2H2O + O2.

Hvis du legger den i et kar med vandig løsning hydrogenperoksid, et stykke fast mangandioksid, så vil en rask frigjøring av oksygen begynne. Etter at mangandioksid er fjernet, stopper reaksjonen praktisk talt. Ved å veie er det lett å verifisere at mangandioksid ikke forbrukes i denne prosessen - det katalyserer bare reaksjonen.

Avhengig av om de er like eller forskjellige aggregeringstilstander katalysatoren og reaktantene er lokalisert homogen og heterogen katalyse.

Ved homogen katalyse kan en katalysator fremskynde en reaksjon ved å danne mellomprodukter ved å reagere med en av de opprinnelige reaktantene. For eksempel:

Ved heterogen katalyse oppstår vanligvis en kjemisk reaksjon på overflaten av katalysatoren:

Katalysatorer er utbredt i naturen.

Nesten alle transformasjoner av stoffer i levende organismer skjer med deltakelse av organiske katalysatorer - enzymer. Katalysatorer brukes i kjemisk produksjon for å fremskynde visse prosesser. I tillegg til dem brukes også stoffer som bremser kjemiske reaksjoner - inhibitorer

.

Spesielt ved hjelp av inhibitorer er metaller beskyttet mot korrosjon.	Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon
Øk hastigheten	Reduser hastigheten
Tilstedeværelse av kjemisk aktive reagenser	Tilstedeværelse av kjemisk inaktive reagenser
Øke konsentrasjonen av reagenser	Redusere konsentrasjonen av reagenser
Øke overflatearealet til faste og flytende reagenser	Redusere overflatearealet til faste og flytende reagenser
Temperaturøkning	Temperaturfall

Tilstedeværelse av katalysator

1. Tilstedeværelse av inhibitor OPPGAVER Definer hastigheten på en kjemisk reaksjon. Skriv uttrykket

kinetisk lov

effektive masser for følgende reaksjoner:

2. Hva bestemmer hastigheten på en kjemisk reaksjon? Gi et matematisk uttrykk for avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon av temperaturen.

3. Angi hvordan det påvirker reaksjonshastigheten (ved konstant volum):

a) øke konsentrasjonen av reagenser;

b) maling av det faste reagenset;
c) reduksjon i temperatur;
d) innføring av en katalysator;
e) å redusere konsentrasjonen av reagenser;
f) økning i temperatur;
g) introduksjon av en inhibitor;
h) redusere konsentrasjonen av produkter.

4. Beregn hastigheten på en kjemisk reaksjon

CO (g.) + H 2 O (g.) = CO 2 (g.) + H 2 (g.)

i en beholder med en kapasitet på 1 liter, hvis mengden hydrogenstoff etter 1 minutt 30 s etter starten var 0,32 mol, og etter 2 minutter 10 s ble den 0,44 mol. Hvordan vil øke konsentrasjonen av CO påvirke reaksjonshastigheten?

5. Som et resultat av en reaksjon ble det dannet 6,4 g hydrogenjodid over et visst tidsrom, og i en annen reaksjon under samme betingelser ble det dannet 6,4 g svoveldioksyd. Sammenlign frekvensen av disse reaksjonene. Hvordan vil hastigheten på disse reaksjonene endre seg med økende temperatur?

6. Bestem reaksjonshastigheten

CO (g.) + Cl 2 (g.) = COCl 2 (g.),

hvis 20 s etter starten av reaksjonen sank den opprinnelige mengden karbonmonoksidsubstans fra 6 mol med 3 ganger (reaktorens volum er 100 l). Hvordan vil reaksjonshastigheten endre seg hvis det mindre aktive bromet brukes i stedet for klor? Hvordan vil reaksjonshastigheten endre seg ved administrering?
a) katalysator; b) en hemmer?

7. I hvilket tilfelle er reaksjonen

CaO (tv.) + CO 2 (g.) = CaCO 3 (tv.)

flyter raskere: når du bruker store biter eller kalsiumoksidpulver? Kalkulere:
a) mengde stoff; b) massen av kalsiumkarbonat dannet på 10 s, hvis reaksjonshastigheten er 0,1 mol/(l s), er reaktorvolumet 1 l.

8. Interaksjonen av en magnesiumprøve med saltsyre-HCl gjør at man kan oppnå 0,02 mol magnesiumklorid 30 s etter starten av reaksjonen. Bestem hvor lang tid det tar å oppnå 0,06 mol magnesiumklorid.

E) fra 70 til 40 °C reduserte reaksjonshastigheten 8 ganger;
g) fra 60 til 40 °C reduserte reaksjonshastigheten med 6,25 ganger;
h) fra 40 til 10 °C reduserte reaksjonshastigheten 27 ganger.

11. Eieren av bilen lakkert den ny maling, og oppdaget da at den ifølge instruksjonene skulle tørke i 3 timer ved 105 ° C. Hvor lang tid vil det ta maling å tørke ved 25 °C hvis temperaturkoeffisient polymerisasjonsreaksjonen som ligger til grunn for denne prosessen er lik: a) 2; b) 3; c) 4?

SVAR PÅ OPPGAVER

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

2. fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner.+10 = fører til en økning i den kinetiske energien til kjemiske partikler, dvs. øker antallet partikler med energi høyere enn aktiveringsenergien. Når temperaturen øker, øker også antallet partikkelkollisjoner, noe som øker reaksjonshastigheten til en viss grad. Å øke effektiviteten av kollisjoner ved å øke kinetisk energi har imidlertid større effekt på reaksjonshastigheten enn å øke antall kollisjoner. .

(HI)2.

4. 0,003 mol/(l s). Når CO-konsentrasjonen øker, øker reaksjonshastigheten.

5. Hastigheten på den første reaksjonen er 2 ganger lavere.

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

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

9. Hastigheten på reaksjonene d, g, h vil øke med 2 ganger; 4 ganger – a, b, f; 8 ganger - c, d.

10. Temperaturkoeffisient:

2 for reaksjonene b, e; = 2,5 - c, g; = 3 – d, h; = 3,5 – a, g.

a) 768 timer (32 dager, dvs. mer enn 1 måned);
b) 19 683 timer (820 dager, dvs. mer enn 2 år);
c) 196 608 timer (8192 dager, dvs. 22 år).

Fysisk kjemi: forelesningsnotater Berezovchuk A V

2. Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon

For homogene, 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 hurtige 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 stor at nesten alle kollisjoner av reaktantene vil være effektive. Når to raske molekyler kolliderer, vil det oppstå en omvendt reaksjon.

Det vil komme et øyeblikk når dannelseshastighetene for 2HJ fra H 2 og J 2 og dekomponering vil være like, men dette er allerede 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 av 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 tidspunktet for tømming.

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 bruk 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 for aktive kollisjoner av molekylet. I følge aktiveringsteorien deltar bare de molekylene hvis energi er større enn gjennomsnittsenergien til molekyler med en viss mengde i prosessen. 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 hastigheten på en reaksjon 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 i 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 se på et eksempel på 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. Konseptet med kjemisk kinetikk Kinetikk er vitenskapen om kjemiske reaksjonshastigheter Hastigheten til en kjemisk reaksjon er antall elementære handlinger av kjemisk interaksjon som forekommer 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 avstand? Eller kanskje du har sett en snekker jobbe i det fjerne, hamre inn spiker? Du har kanskje lagt merke til det merkelig ting: støtet oppstår ikke når øksen treffer treet 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 oppgaven til forskerne 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

Kjemiske metoder

Fysiske metoder

Metoder for å måle reaksjonshastighet

I eksemplet ovenfor ble reaksjonshastigheten mellom kalsiumkarbonat og syre målt ved å studere volumet av gass som frigjøres som en funksjon av tid. Eksperimentelle data om reaksjonshastigheter kan oppnås ved å måle andre mengder.

Hvis reaksjonen endres total mengde gassformige stoffer, kan dens strømning observeres ved å måle gasstrykket ved et konstant volum. I tilfeller hvor et av utgangsmaterialene eller et av reaksjonsproduktene er farget, kan reaksjonsforløpet overvåkes ved å observere endringen i fargen til løsningen. Til andre optisk metode er å måle rotasjonen av lysets polariseringsplan (hvis utgangsmaterialene og reaksjonsproduktene har forskjellige rotasjonsevner).

Noen reaksjoner er ledsaget av en endring i antall ioner i løsningen. I slike tilfeller kan reaksjonshastigheten studeres ved å måle elektrisk ledningsevne løsning. I neste kapittel noen andre vil bli vurdert elektrokjemiske metoder, som kan brukes til å måle reaksjonshastigheter.

Fremdriften av en reaksjon kan overvåkes ved å måle konsentrasjonen til en av reaksjonsdeltakerne over tid ved å bruke en rekke metoder kjemisk analyse. Reaksjonen utføres i en termostatert beholder. Ved visse intervaller tas en prøve av løsningen (eller gassen) fra karet og konsentrasjonen av en av komponentene bestemmes. For å oppnå pålitelige resultater er det viktig at det ikke oppstår reaksjoner i prøven som tas for analyse. Dette oppnås ved kjemisk binding av en av reagensene, brå avkjøling eller fortynning av løsningen.

Eksperimentelle studier viser at reaksjonshastigheten avhenger av flere faktorer. La oss først vurdere innflytelsen av disse faktorene på et kvalitativt nivå.

1.Arten av de reagerende stoffene. Fra laboratoriepraksis vet vi at nøytralisering av en syre med en base

H + + OH – ® H 2 O

interaksjon av salter med dannelse av en lett løselig forbindelse

Ag + + Cl – ® AgCl

og andre reaksjoner i elektrolyttløsninger skjer veldig raskt. Tiden som kreves for å fullføre slike reaksjoner måles i millisekunder og til og med mikrosekunder. Dette er ganske forståelig, fordi essensen av slike reaksjoner er tilnærmingen og kombinasjonen av ladede partikler med ladninger av motsatt fortegn.

I kontrast ioniske reaksjoner interaksjon mellom kovalent bundne molekyler går vanligvis mye saktere. Faktisk, under reaksjonen mellom slike partikler, må bindingene i molekylene til utgangsstoffene brytes. For å gjøre dette må de kolliderende molekylene ha en viss mengde energi. I tillegg, hvis molekylene er komplekse nok, for at det skal kunne skje en reaksjon mellom dem, må de være orientert på en bestemt måte i rommet.

2. Konsentrasjon av reaktanter. Hastighet av kjemisk reaksjon, annet like forhold, avhenger av antall kollisjoner av reagerende partikler per tidsenhet. Sannsynligheten for kollisjoner avhenger av antall partikler per volumenhet, dvs. på konsentrasjon. Derfor øker reaksjonshastigheten med økende konsentrasjon.

3. Fysisk tilstand stoffer. I homogene systemer avhenger reaksjonshastigheten av antall partikkelkollisjoner i volum av løsning(eller gass). I heterogene systemer kjemisk reaksjon skjer ved grensesnittet. Å øke overflaten til et fast stoff når det knuses gjør det lettere for de reagerende partiklene å nå partiklene til det faste stoffet, noe som fører til en betydelig akselerasjon av reaksjonen.

4. Temperatur har en betydelig innvirkning på frekvensen av ulike kjemiske og biologiske prosesser. Når temperaturen øker, øker den kinetiske energien til partikler, og følgelig øker andelen partikler hvis energi er tilstrekkelig for kjemisk interaksjon.

5. Sterisk faktor karakteriserer behovet for gjensidig orientering av reagerende partikler. Jo mer komplekse molekylene er, jo mindre sannsynlig er det at de er riktig orientert, og jo mindre effektive blir kollisjonene.

6. Tilgjengelighet av katalysatorer.Katalysatorer er stoffer hvis tilstedeværelse endrer hastigheten på en kjemisk reaksjon. Introdusert i reaksjonssystemet i små mengder og forblir uendret etter reaksjonen, er de i stand til ekstremt å endre prosessens hastighet.

Hovedfaktorene som reaksjonshastigheten avhenger av vil bli diskutert mer detaljert nedenfor.

DEFINISJON

Kjemisk kinetikk– studiet av hastigheter og mekanismer for kjemiske reaksjoner.

Studiet av reaksjonshastigheter, innhenting av data om faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon, samt studiet av mekanismene for kjemiske reaksjoner utføres eksperimentelt.

DEFINISJON

Kjemisk reaksjonshastighet– endring i konsentrasjonen av et av de reagerende stoffene eller reaksjonsproduktene per tidsenhet med et konstant volum av systemet.

Hastighet homogen og heterogene reaksjoner er definert annerledes.

Definisjonen av et mål på hastigheten til en kjemisk reaksjon kan skrives inn matematisk form. La være hastigheten på en kjemisk reaksjon i et homogent system, n B være antall mol av noen av stoffene som kommer fra reaksjonen, V være volumet av systemet, og være tid. Så i grensen:

Denne ligningen kan forenkles - forholdet mellom mengden stoff og volumet er molar konsentrasjon substans n B /V = c B, hvorfra dn B / V = ​​​​dc B og til slutt:

I praksis måles konsentrasjonene av ett eller flere stoffer med bestemte tidsintervaller. Konsentrasjoner av utgangsstoffer avtar over tid, og konsentrasjoner av produkter øker (fig. 1).

Ris. 1. Endring i konsentrasjonen av utgangsstoffet (a) og reaksjonsproduktet (b) over tid

Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon

Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon er: reaktantenes natur, deres konsentrasjoner, temperatur, tilstedeværelsen av katalysatorer i systemet, trykk og volum (i gassfasen).

Konsentrasjonens påvirkning på hastigheten til en kjemisk reaksjon er assosiert med den grunnleggende loven om kjemisk kinetikk - massevirkningsloven (LMA): hastigheten på en kjemisk reaksjon er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av de reagerende stoffene. til kraften til deres støkiometriske koeffisienter. ZDM tar ikke hensyn til konsentrasjonen av stoffer i fast fase i heterogene systemer.

For reaksjonen mA +nB = pC +qD vil det matematiske uttrykket til ZDM skrives:

K × C A m × C B n

K × [A] m × [B] n,

hvor k er hastighetskonstanten for en kjemisk reaksjon, som er hastigheten til en kjemisk reaksjon ved en konsentrasjon av reaktanter på 1 mol/l. I motsetning til hastigheten på en kjemisk reaksjon, er k ikke avhengig av konsentrasjonen av reaktantene. Jo høyere k, jo raskere går reaksjonen.

Avhengigheten av hastigheten til en kjemisk reaksjon på temperaturen bestemmes av Van't Hoff-regelen. Van't Hoffs regel: for hver ti graders temperaturøkning øker hastigheten på de fleste kjemiske reaksjoner med omtrent 2 til 4 ganger. Matematisk uttrykk:

(T 2) = (T 1) × (T2-T1)/10,

hvor er van’t Hoff-temperaturkoeffisienten, som viser hvor mange ganger reaksjonshastigheten øker når temperaturen øker med 10 o C.

Molekulæritet og reaksjonsrekkefølge

Molekulariteten til en reaksjon bestemmes av det minste antallet molekyler som samvirker samtidig (deltaker i en elementær handling). Det er:

- monomolekylære reaksjoner (et eksempel er dekomponeringsreaksjoner)

N 2 O 5 = 2NO 2 + 1/2 O 2

K × C, -dC/dt = kC

Imidlertid er ikke alle reaksjoner som følger denne ligningen monomolekylære.

- bimolekylær

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH = CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

K × C 1 × C 2, -dC/dt = k × C 1 × C 2

- trimolekylær (svært sjelden).

Molekulariteten til en reaksjon bestemmes av dens sanne mekanisme. Det er umulig å bestemme dens molekylaritet ved å skrive ligningen for en reaksjon.

Reaksjonsrekkefølgen bestemmes av typen kinetisk ligning reaksjoner. Han lik summen indikatorer for grader av konsentrasjon i denne ligningen. For eksempel:

CaCO 3 = CaO + CO 2

K × C 1 2 × C 2 – tredje orden

Reaksjonsrekkefølgen kan være fraksjonert. I dette tilfellet bestemmes det eksperimentelt. Hvis reaksjonen fortsetter i ett trinn, faller rekkefølgen av reaksjonen og dens molekylæritet sammen, hvis i flere trinn, bestemmes rekkefølgen av det langsomste trinnet og er lik molekylæriteten til denne reaksjonen.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Øvelse	Reaksjonen fortsetter i henhold til ligning 2A + B = 4C. Startkonsentrasjonen av stoff A er 0,15 mol/l, og etter 20 sekunder er den 0,12 mol/l. Beregn gjennomsnittlig reaksjonshastighet.
Løsning	La oss skrive ned formelen for beregning gjennomsnittlig hastighet kjemisk reaksjon: Fant du ikke svaret på spørsmålet ditt? Se her Oversettelse og betydning av OFF på engelsk og russisk Hva betyr på og av på engelsk Essay om verket "In Bad Society" B Bellingshausen og Lazarev: oppdagelsen av Antarktis da Bellingshausen døde