Kemiallisen reaktion nopeus on muutos reagoivien aineiden pitoisuudessa aikayksikköä kohti.

Homogeenisissa reaktioissa reaktiotilalla tarkoitetaan reaktioastian tilavuutta, kun taas heterogeenisissä reaktioissa pintaa, jolla reaktio tapahtuu. Reagenssien pitoisuus ilmaistaan ​​yleensä mol/l - aineen moolimäärä 1 litrassa liuosta.

Kemiallisen reaktion nopeus riippuu reagoivien aineiden laadusta, pitoisuudesta, lämpötilasta, paineesta, aineiden kosketuspinnasta ja sen luonteesta, katalyyttien läsnäolosta.

Kemialliseen vuorovaikutukseen joutuvien aineiden pitoisuuden kasvu johtaa kemiallisen reaktion nopeuden kasvuun. Tämä johtuu siitä, että kaikki kemialliset reaktiot tapahtuvat tietyn määrän reagoivien hiukkasten (atomien, molekyylien, ionien) välillä. Mitä enemmän näitä hiukkasia reaktiotilan tilavuudessa on, sitä useammin ne törmäävät ja tapahtuu kemiallista vuorovaikutusta. Kemiallinen reaktio voi edetä yhden tai useamman elementaarisen toiminnan (törmäysten) kautta. Reaktioyhtälön perusteella on mahdollista kirjoittaa lauseke reaktionopeuden riippuvuudelle reaktanttien pitoisuudesta. Jos vain yksi molekyyli osallistuu alkuainetoimiin (hajoamisreaktion aikana), riippuvuus näyttää tältä:

v= k*[A]

Tämä on yhtälö monomolekyylireaktiolle. Kun kaksi eri molekyyliä ovat vuorovaikutuksessa alkeistoiminnossa, riippuvuudella on muoto:

v= k*[A]*[B]

Reaktiota kutsutaan bimolekulaariseksi. Kolmen molekyylin törmäyksessä lauseke on voimassa:

v= k*[A]*[B]*[C]

Reaktiota kutsutaan trimolekulaariseksi. Kerroinmerkinnät:

v — nopeus reaktio;

[A], [B], [C] ovat lähtöaineiden pitoisuudet;

k on suhteellisuuskerroin; kutsutaan reaktion nopeusvakioksi.

Jos reagoivien aineiden pitoisuudet ovat yhtä (1 mol/l) tai niiden tuote on yhtä, niin v= k.. Nopeusvakio riippuu lähtöaineiden laadusta ja lämpötilasta. Yksinkertaisten reaktioiden (eli yhden alkeistoiminnon kautta tapahtuvien reaktioiden) nopeuden riippuvuutta pitoisuudesta kuvaa massatoiminnan laki: kemiallisen reaktion nopeus on suoraan verrannollinen reagoivien aineiden pitoisuuden tuloon, joka on korotettu niiden stoikiometristen kertoimien potenssiin.

Analysoidaan esimerkiksi reaktiota 2NO + O 2 = 2NO 2.

Hänessä v= k* 2 *

Siinä tapauksessa, että kemiallisen reaktion yhtälö ei vastaa elementaarista vuorovaikutusta, vaan heijastaa vain reagoineiden ja muodostuneiden aineiden massan välistä suhdetta, pitoisuuksien asteet eivät ole yhtä suuria kuin vuorovaikutuksen edessä olevat kertoimet. reaktioyhtälön vastaavien aineiden kaavat. Useissa vaiheissa etenevälle reaktiolle reaktionopeus määräytyy hitaimman (rajoittavan) vaiheen nopeuden mukaan.

Tämä reaktionopeuden riippuvuus reagoivien aineiden pitoisuudesta pätee kaasuille ja liuoksessa tapahtuville reaktioille. Kiinteitä aineita sisältävät reaktiot eivät noudata massatoiminnan lakia, koska molekyylien vuorovaikutus tapahtuu vain rajapinnassa. Näin ollen heterogeenisen reaktion nopeus riippuu myös reagoivien faasien kosketuspinnan koosta ja luonteesta. Mitä suurempi pinta on, sitä nopeammin reaktio etenee.

Lämpötilan vaikutus kemiallisen reaktion nopeuteen

Lämpötilan vaikutus kemiallisen reaktion nopeuteen määräytyy van't Hoffin säännöllä: lämpötilan nousulla joka 10 ° C, reaktionopeus kasvaa 2-4 kertaa. Matemaattisesti tämä sääntö välitetään seuraavalla yhtälöllä:

v t2= v t1*g(t2-t1)/10

missä v t1 ja v t2 - reaktionopeudet lämpötiloissa t2 ja t1; g - reaktion lämpötilakerroin - luku, joka osoittaa kuinka monta kertaa reaktionopeus kasvaa lämpötilan noustessa joka 10. ° C. Tällainen merkittävä kemiallisen reaktion nopeuden riippuvuus lämpötilasta selittyy sillä, että uusien aineiden muodostumista ei tapahdu jokaisessa reagoivien molekyylien törmäyksessä. Vain ne molekyylit ovat vuorovaikutuksessa (aktiiviset molekyylit), joilla on riittävästi energiaa katkaista alkuperäisten hiukkasten sidokset. Siksi jokaiselle reaktiolle on ominaista energiaeste. Sen voittamiseksi molekyyli tarvitsee aktivointienergia - jonkin verran ylimääräistä energiaa, joka molekyylillä on oltava, jotta sen törmäys toiseen molekyyliin johtaisi uuden aineen muodostumiseen. Lämpötilan noustessa aktiivisten molekyylien määrä kasvaa nopeasti, mikä johtaa van't Hoffin säännön mukaiseen reaktionopeuden jyrkkään nousuun. Jokaisen reaktion aktivointienergia riippuu reagoivien aineiden luonteesta.

Aktiivisten törmäysten teoria mahdollistaa joidenkin tekijöiden vaikutuksen kemiallisen reaktion nopeuteen selittämisen. Tämän teorian pääsäännöt:

• Reaktiot tapahtuvat, kun tietyn energian omaavien lähtöaineiden hiukkaset törmäävät.
• Mitä enemmän reagenssihiukkasia, mitä lähempänä toisiaan ne ovat, sitä todennäköisemmin ne törmäävät ja reagoivat.
• Vain tehokkaat törmäykset johtavat reaktioon, ts. ne, joissa "vanhat siteet" tuhoutuvat tai heikentyvät ja siten "uusia" voi muodostua. Tätä varten hiukkasilla on oltava riittävästi energiaa.
• Reagenssihiukkasten tehokkaaseen törmäykseen vaadittavaa minimiylienergiaa kutsutaan aktivointienergia Ea.
• Kemikaalien aktiivisuus ilmenee niihin liittyvien reaktioiden alhaisessa aktivaatioenergiassa. Mitä pienempi aktivointienergia, sitä suurempi reaktionopeus. Esimerkiksi kationien ja anionien välisissä reaktioissa aktivaatioenergia on hyvin alhainen, joten tällaiset reaktiot etenevät lähes välittömästi.

Katalyytin vaikutus

Yksi tehokkaimmista tavoista vaikuttaa kemiallisten reaktioiden nopeuteen on katalyyttien käyttö. Vastaanottaja katalyytit - Nämä ovat aineita, jotka muuttavat reaktion nopeutta ja pysyvät prosessin loppuun mennessä koostumuksessa ja massassa muuttumattomina. Toisin sanoen itse reaktion hetkellä katalyytti osallistuu aktiivisesti kemialliseen prosessiin, mutta reaktion loppuun mennessä reagoivat aineet muuttavat kemiallista koostumustaan ​​muuttuen tuotteiksi ja katalyytti vapautuu alkuperäisessä muodossaan. Yleensä katalyytin tehtävänä on lisätä reaktion nopeutta, vaikka jotkut katalyytit eivät nopeuta, mutta hidastavat prosessia. Katalyyttien läsnäolon aiheuttamaa kemiallisten reaktioiden kiihtymisen ilmiötä kutsutaan katalyysi, ja hidastukset esto.

Joillakin aineilla ei ole katalyyttistä vaikutusta, mutta niiden lisäaineet lisäävät jyrkästi katalyyttien katalyyttistä kykyä. Tällaisia ​​aineita kutsutaan promoottorit. Muut aineet (katalyyttiset myrkyt) vähentävät tai jopa estävät kokonaan katalyyttien toimintaa, tätä prosessia kutsutaan ns. katalyyttimyrkytys.

Katalyysiä on kahta tyyppiä: homogeeninen ja heterogeeninen. klo homogeeninen katalyysi lähtöaineet, tuotteet ja katalyytti muodostavat yhden faasin (kaasu tai neste). Tässä tapauksessa katalyytin ja lähtöaineiden välillä ei ole rajapintaa.

Erikoisuus heterogeeninen katalyysi katalyytit (yleensä kiinteät aineet) ovat eri faasitilassa kuin reagoivat aineet ja reaktiotuotteet. Reaktio kehittyy yleensä kiinteän aineen pinnalla.

Homogeenisessa katalyysissä katalyytin ja lähtöaineen välille muodostuu välituotteita reaktion seurauksena, jolla on pienempi aktivaatioenergia. Heterogeenisessä katalyysissä nopeuden kasvu selittyy reagoivien aineiden adsorptiolla katalyytin pinnalle. Tämän seurauksena niiden pitoisuus kasvaa ja reaktionopeus kasvaa.

Katalyysin erikoistapaus on autokatalyysi. Sen merkitys on siinä, että yksi reaktiotuotteista kiihdyttää kemiallista prosessia.

Tutkitut peruskäsitteet:

Kemiallisten reaktioiden nopeus

Molaarinen keskittyminen

Kinetiikka

Homogeeniset ja heterogeeniset reaktiot

Kemiallisten reaktioiden nopeuteen vaikuttavat tekijät

katalyytti, estäjä

Katalyysi

Palautuvat ja peruuttamattomat reaktiot

Kemiallinen tasapaino

Kemialliset reaktiot ovat reaktioita, joissa yhdestä aineesta saadaan muita aineita (alkuperäisistä aineista muodostuu uusia aineita). Jotkut kemialliset reaktiot tapahtuvat sekunnin murto-osissa (räjähdys), kun taas toiset kestävät minuutteja, päiviä, vuosia, vuosikymmeniä jne.

Esimerkiksi: ruudin palamisreaktio tapahtuu välittömästi syttyessä ja räjähdyksessä, ja hopean tummumisen tai raudan ruostumisen reaktio (korroosio) etenee niin hitaasti, että sen tulosta on mahdollista seurata vasta pitkän ajan kuluttua.

Kemiallisen reaktion nopeuden kuvaamiseksi käytetään kemiallisen reaktion nopeuden käsitettä - υ.

Kemiallisen reaktion nopeus on reaktion yhden reagoivan aineen pitoisuuden muutos aikayksikköä kohti.

Kaava kemiallisen reaktion nopeuden laskemiseksi on:

υ =	2-1	=	∆ s
t2 – t1	∆t

c 1 - aineen molaarinen pitoisuus alkuhetkellä t 1

c 2 - aineen molaarinen pitoisuus alkuhetkellä t 2

koska kemiallisen reaktion nopeudelle on ominaista reagoivien aineiden (lähtöaineiden) moolipitoisuuden muutos, niin t 2 > t 1 ja c 2 > c 1 (lähtöaineiden pitoisuus pienenee reaktion edetessä ).

Molaarinen pitoisuus (s) on aineen määrä tilavuusyksikköä kohti. Molaarisen pitoisuuden mittayksikkö on [mol/l].

Kemian haaraa, joka tutkii kemiallisten reaktioiden nopeutta, kutsutaan kemiallinen kinetiikka. Tietäen sen lait, henkilö voi hallita kemiallisia prosesseja, asettaa niille tietyn nopeuden.

Kemiallisen reaktion nopeutta laskettaessa on muistettava, että reaktiot jaetaan homogeenisiin ja heterogeenisiin.

Homogeeniset reaktiot- reaktiot, jotka tapahtuvat samassa ympäristössä (eli reagoivat aineet ovat samassa aggregaatiotilassa; esimerkiksi: kaasu + kaasu, neste + neste).

heterogeeniset reaktiot- nämä ovat reaktioita, jotka tapahtuvat aineiden välillä epähomogeenisessa väliaineessa (on faasirajapinta, eli reagoivat aineet ovat eri aggregaatiotilassa; esimerkiksi: kaasu + neste, neste + kiinteä).

Yllä oleva kaava kemiallisen reaktion nopeuden laskemiseksi pätee vain homogeenisille reaktioille. Jos reaktio on heterogeeninen, se voi tapahtua vain reagoivien aineiden välisellä rajapinnalla.

Heterogeeniselle reaktiolle nopeus lasketaan kaavalla:

∆ν - aineen määrän muutos

S on käyttöliittymän alue

∆ t on aika, jonka aikana reaktio tapahtui

Kemiallisten reaktioiden nopeus riippuu useista tekijöistä: reagoivien aineiden luonteesta, aineiden pitoisuudesta, lämpötilasta, katalyyteistä tai inhibiittoreista.

Reaktionopeuden riippuvuus reagoivien aineiden luonteesta.

Analysoidaan tämä reaktionopeuden riippuvuus esimerkiksi: laitamme kahteen koeputkeen, jotka sisältävät saman määrän suolahappoliuosta (HCl) saman alueen metallirakeita: ensimmäiseen koeputkeen rauta- (Fe) rakeet ja toisessa - magnesiumrakeet (Mg) rae. Havaintojen tuloksena vedyn kehitysnopeuden (H 2 ) mukaan voidaan nähdä, että magnesium reagoi kloorivetyhapon kanssa nopeimmin kuin rauta. Tämän kemiallisen reaktion nopeuteen vaikuttaa metallin luonne (eli magnesium on reaktiivisempi metalli kuin rauta ja siksi reagoi voimakkaammin hapon kanssa).

Kemiallisten reaktioiden nopeuden riippuvuus reagoivien aineiden pitoisuudesta.

Mitä suurempi reagoivan (alku)aineen pitoisuus, sitä nopeammin reaktio etenee. Sitä vastoin mitä pienempi reagoivan aineen pitoisuus, sitä hitaampi reaktio.

Esimerkiksi: kaadamme väkevää suolahappoliuosta (HCl) yhteen koeputkeen ja laimeaa suolahappoliuosta toiseen. Laitoimme molempiin koeputkiin sinkkirakeen (Zn). Havaitsemme vedyn kehittymisen nopeudella, että reaktio etenee nopeammin ensimmäisessä koeputkessa, koska suolahapon pitoisuus siinä on suurempi kuin toisessa koeputkessa.

Kemiallisen reaktion nopeuden riippuvuuden määrittämiseksi (toimivien) massojen toiminnan laki : kemiallisen reaktion nopeus on suoraan verrannollinen reagoivien aineiden pitoisuuksien tuloon, otettuna potenssina, joka on yhtä suuri kuin niiden kertoimet.

Esimerkiksi kaavion mukaan etenevälle reaktiolle: nA + mB → D , kemiallisen reaktion nopeus määritetään kaavalla:

υ ch.r. = k C (A) n C (B) m , missä

υ x.r - kemiallisen reaktion nopeus

C(A)- MUTTA

CV) - aineen molaarinen pitoisuus AT

n ja m - niiden kertoimet

k- kemiallisen reaktion nopeusvakio (viitearvo).

Massatoiminnan laki ei päde aineisiin, jotka ovat kiinteässä tilassa, koska niiden pitoisuus on vakio (johtuen siitä, että ne reagoivat vain pinnalla, joka pysyy muuttumattomana).

Esimerkiksi: reaktiolle 2 Cu + O 2 \u003d 2 CuO reaktionopeus määritetään kaavalla:

υ ch.r. \u003d k C (O 2)

ONGELMA: Reaktion 2A + B = D nopeusvakio on 0,005. laske reaktionopeus aineen A moolipitoisuudella \u003d 0,6 mol / l, aineen B \u003d 0,8 mol / l.

Kemiallisen reaktion nopeuden riippuvuus lämpötilasta.

Tämä riippuvuus määräytyy van't Hoffin sääntö (1884): lämpötilan noustessa jokaista 10 °C:ta kohden kemiallisen reaktion nopeus kasvaa keskimäärin 2-4 kertaa.

Siten vedyn (H 2) ja hapen (O 2) vuorovaikutusta ei juuri tapahdu huoneenlämpötilassa, joten tämän kemiallisen reaktion nopeus on niin alhainen. Mutta lämpötilassa 500 C tämä reaktio etenee noin 50 minuutissa ja lämpötilassa 700 C noin - melkein välittömästi.

Kaava kemiallisen reaktion nopeuden laskemiseksi van't Hoff -säännön mukaan:

jossa: υ t 1 ja υ t 2 ovat kemiallisten reaktioiden nopeudet pisteissä t 2 ja t 1

γ - lämpötilakerroin, joka osoittaa, kuinka monta kertaa reaktionopeus kasvaa lämpötilan noustessa 10 ° C.

Muutos reaktionopeudessa:

2. Korvaa ongelmalauseen tiedot kaavaan:

Reaktionopeuden riippuvuus erityisistä aineista - katalyyteistä ja inhibiittoreista.

Katalyytti Aine, joka lisää kemiallisen reaktion nopeutta, mutta ei itse osallistu siihen.

Inhibiittori Aine, joka hidastaa kemiallista reaktiota, mutta ei osallistu siihen.

Esimerkki: koeputkeen, jossa on 3-prosenttista vetyperoksidiliuosta (H 2 O 2), joka kuumennetaan, lisätään kytevä sirpale - se ei syty, koska vetyperoksidin hajoamisnopeus vedeksi (H 2 O) ja hapeksi (O 2) on hyvin alhainen, eikä tuloksena oleva happi riitä suorittamaan kvalitatiivista reaktiota hapelle (palamisen ylläpito). Laitetaan nyt koeputkeen vähän mustaa jauhetta mangaani (IV) oksidia (MnO 2) ja nähdään, että kaasu (happi)kuplien nopea vapautuminen on alkanut ja koeputkeen tuotu kytevä poltin leimahtaa kirkkaasti . MnO 2 on tämän reaktion katalyytti, se kiihdytti reaktionopeutta, mutta ei itse osallistunut siihen (tämä voidaan todistaa punnitsemalla katalyytti ennen ja jälkeen reaktion - sen massa ei muutu).

Kemiallisen reaktion nopeus riippuu monista tekijöistä, mukaan lukien lähtöaineiden luonne, lähtöaineiden pitoisuus, lämpötila ja katalyyttien läsnäolo. Harkitse näitä tekijöitä.

1). Reagenssien luonne. Jos ionisidoksen omaavien aineiden välillä on vuorovaikutusta, reaktio etenee nopeammin kuin kovalenttisen sidoksen omaavien aineiden välillä.

2.) Reagenssipitoisuus. Jotta kemiallinen reaktio tapahtuisi, reagoivien aineiden molekyylien on törmättävä. Eli molekyylien tulee olla niin lähellä toisiaan, että yhden hiukkasen atomit kokevat toisen sähkökenttien toiminnan. Vain tässä tapauksessa elektronien siirtymät ja vastaavat atomien uudelleenjärjestelyt, joiden seurauksena muodostuu uusien aineiden molekyylejä, ovat mahdollisia. Siten kemiallisten reaktioiden nopeus on verrannollinen molekyylien välisten törmäysten lukumäärään ja törmäysten lukumäärä puolestaan ​​​​on verrannollinen reagoivien aineiden pitoisuuteen. Norjalaiset tiedemiehet Guldberg ja Waage sekä heistä riippumattomasti venäläinen Beketov vuonna 1867 muotoilivat kokeellisen materiaalin perusteella kemiallisen kinetiikan peruslain - massatoiminnan laki(ZDM): vakiolämpötilassa kemiallisen reaktion nopeus on suoraan verrannollinen reagoivien aineiden pitoisuuksien tuloon niiden stoikiometristen kertoimien teholla. Yleiseen tapaukseen:

massatoiminnan lailla on muoto:

Tietyn reaktion massatoiminnan lakia kutsutaan reaktion tärkein kineettinen yhtälö. Kineettisessä perusyhtälössä k on reaktionopeusvakio, joka riippuu reagoivien aineiden laadusta ja lämpötilasta.

Useimmat kemialliset reaktiot ovat palautuvia. Tällaisten reaktioiden aikana niiden tuotteet, kun ne kerääntyvät, reagoivat keskenään muodostaen lähtöaineita:

Eteenpäin reaktionopeus:

Palauteprosentti:

Tasapainon aikaan:

Tästä eteenpäin tasapainotilassa vaikuttavien massojen laki saa muodon:

,

jossa K on reaktion tasapainovakio.

3) Lämpötilan vaikutus reaktionopeuteen. Kemiallisten reaktioiden nopeus yleensä kasvaa, kun lämpötila ylittyy. Tarkastellaan tätä esimerkkiä vedyn ja hapen vuorovaikutuksesta.

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

20 0 C:ssa reaktionopeus on lähes nolla ja kestäisi 54 miljardia vuotta, jotta vuorovaikutus ohittaisi 15 %. 500 0 C:ssa veden muodostuminen kestää 50 minuuttia ja 700 0 C:ssa reaktio etenee välittömästi.

Reaktionopeuden riippuvuus lämpötilasta ilmaistaan van't Hoffin sääntö: lämpötilan noustessa 10 °C noin reaktionopeus kasvaa 2-4 kertaa. Van't Hoffin sääntö on kirjoitettu:

4) Katalyyttien vaikutus. Kemiallisten reaktioiden nopeutta voidaan hallita katalyytit- aineet, jotka muuttavat reaktion nopeutta ja pysyvät muuttumattomina reaktion jälkeen. Reaktion nopeuden muutosta katalyytin läsnä ollessa kutsutaan katalyysiksi. Erottaa positiivinen(reaktionopeus kasvaa) ja negatiivinen(reaktionopeus laskee) katalyysi. Joskus katalyytti muodostuu reaktion aikana, tällaisia ​​prosesseja kutsutaan autokatalyyttisiksi. Erottele homogeeninen ja heterogeeninen katalyysi.

klo homogeeninen Katalyysissä katalyytti ja lähtöaineet ovat samassa faasissa. Esimerkiksi:

klo heterogeeninen Katalyysissä katalyytti ja lähtöaineet ovat eri vaiheissa. Esimerkiksi:

Heterogeeninen katalyysi liittyy entsymaattisiin prosesseihin. Kaikki elävissä organismeissa tapahtuvia kemiallisia prosesseja katalysoivat entsyymit, jotka ovat proteiineja, joilla on tiettyjä erityistoimintoja. Liuoksissa, joissa tapahtuu entsymaattisia prosesseja, ei ole tyypillistä heterogeenista väliainetta, koska siinä ei ole selkeästi määriteltyä faasirajapintaa. Tällaisia ​​prosesseja kutsutaan mikroheterogeeniseksi katalyysiksi.

Fysikaalinen kemia: luentomuistiinpanot Berezovchuk A V

2. Kemiallisen reaktion nopeuteen vaikuttavat tekijät

Homogeenisille, heterogeenisille reaktioille:

1) reagoivien aineiden pitoisuus;

2) lämpötila;

3) katalyytti;

4) inhibiittori.

Vain heterogeenisille:

1) reagoivien aineiden syöttönopeus rajapintaan;

2) pinta-ala.

Päätekijä - reagoivien aineiden luonne - reagenssien molekyyleissä olevien atomien välisen sidoksen luonne.

NO 2 - typpioksidi (IV) - ketun häntä, CO - hiilimonoksidi, hiilimonoksidi.

Jos ne hapetetaan hapella, niin ensimmäisessä tapauksessa reaktio menee välittömästi, kannattaa avata astian tulppa, toisessa tapauksessa reaktio pitenee.

Reagenssien konsentraatiota käsitellään alla.

Sininen opalesenssi osoittaa rikin saostumishetken, mitä korkeampi pitoisuus, sitä suurempi nopeus.

Riisi. kymmenen

Mitä suurempi Na 2 S 2 O 3 -pitoisuus on, sitä vähemmän aikaa reaktio kestää. Kaavio (kuva 10) näyttää suoraan verrannollisen suhteen. Reaktionopeuden kvantitatiivinen riippuvuus reagoivien aineiden pitoisuudesta ilmaistaan ​​MMA:lla (massavaikutuksen laki), joka sanoo: kemiallisen reaktion nopeus on suoraan verrannollinen reagoivien aineiden pitoisuuksien tuloon.

Niin, kinetiikan peruslaki on kokeellisesti vahvistettu laki: reaktionopeus on verrannollinen reagoivien aineiden pitoisuuteen, esimerkki: (eli reaktiolle)

Tässä reaktiossa H 2 + J 2 = 2HJ - nopeus voidaan ilmaista minkä tahansa aineen pitoisuuden muutoksena. Jos reaktio etenee vasemmalta oikealle, H2:n ja J2:n pitoisuus pienenee, HJ:n pitoisuus kasvaa reaktion aikana. Välittömän reaktioiden nopeuden saamiseksi voit kirjoittaa lausekkeen:

hakasulkeet osoittavat keskittymistä.

fyysinen merkitys k- molekyylit ovat jatkuvassa liikkeessä, törmäävät, hajoavat, osuvat suonen seiniin. Jotta HJ:n muodostumisen kemiallinen reaktio tapahtuisi, H2- ja J2-molekyylien täytyy törmätä. Tällaisten törmäysten lukumäärä on sitä suurempi, mitä enemmän H2- ja J2-molekyylejä tilavuudessa on, eli sitä suuremmat ovat [Н 2 ] ja . Mutta molekyylit liikkuvat eri nopeuksilla, ja kahden törmäävän molekyylin kineettinen kokonaisenergia on erilainen. Jos nopeimmat H 2 ja J 2 -molekyylit törmäävät, niiden energia voi olla niin suuri, että molekyylit hajoavat jodi- ja vetyatomeiksi, jotka lentävät erilleen ja ovat sitten vuorovaikutuksessa muiden H 2 + J 2 -molekyylien kanssa. ? 2H+2J, sitten H+J 2 ? HJ + J. Jos törmäävien molekyylien energia on pienempi, mutta riittävän suuri heikentääkseen H-H- ja J-J-sidoksia, tapahtuu jodivedyn muodostumisreaktio:

Suurimmalle osalle törmäävistä molekyyleistä energia on pienempi kuin on tarpeen H2:n ja J2:n sidosten heikentämiseksi. Tällaiset molekyylit törmäävät "hiljaisesti" ja myös "hiljaisesti" hajoavat, pysyen sellaisina kuin olivat, H2 ja J2. Siten eivät kaikki, vaan vain osa törmäyksistä johda kemialliseen reaktioon. Suhteellisuuskerroin (k) osoittaa reaktioon johtaneiden tehokkaiden törmäysten lukumäärän pitoisuuksilla [H 2 ] = = 1 mol. Arvo k-vakionopeus. Miten nopeus voi olla vakio? Kyllä, tasaisen suoraviivaisen liikkeen nopeutta kutsutaan vakiovektorisuureeksi, joka on yhtä suuri kuin kehon minkä tahansa ajanjakson liikkeen suhde tämän intervallin arvoon. Mutta molekyylit liikkuvat satunnaisesti, joten kuinka nopeus voi olla vakio? Mutta vakionopeus voi olla vain vakiolämpötilassa. Lämpötilan noustessa nopeiden molekyylien osuus, joiden törmäykset johtavat reaktioon, kasvaa, eli nopeusvakio kasvaa. Mutta nopeusvakion kasvu ei ole rajoittamaton. Tietyssä lämpötilassa molekyylien energia kasvaa niin suureksi, että lähes kaikki reagoivien aineiden törmäykset ovat tehokkaita. Kun kaksi nopeaa molekyyliä törmäävät, tapahtuu käänteinen reaktio.

Tulee hetki, jolloin 2HJ:n muodostumisnopeudet H 2:sta ja J 2:sta ja hajoamisesta ovat yhtä suuret, mutta tämä on jo kemiallinen tasapaino. Reaktionopeuden riippuvuus reagoivien aineiden pitoisuudesta voidaan jäljittää käyttämällä perinteistä natriumtiosulfaattiliuoksen vuorovaikutuksen reaktiota rikkihappoliuoksen kanssa.

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 + H 2O + SO 2?. (2)

Reaktio (1) etenee lähes välittömästi. Reaktionopeus (2) riippuu vakiolämpötilassa reagoivan aineen H2S203 pitoisuudesta. Havaitsimme tämän reaktion - tässä tapauksessa nopeus mitataan ajalla, joka kuluu liuosten kaatamisen alusta opalesenssin ilmestymiseen. Artikkelissa L. M. Kuznetsova kuvataan natriumtiosulfaatin vuorovaikutuksen reaktio suolahapon kanssa. Hän kirjoittaa, että kun liuokset valutetaan, tapahtuu opalesenssia (sameutta). Mutta tämä L. M. Kuznetsovan lausunto on virheellinen, koska opalenssi ja sameus ovat eri asioita. Opalesenssi (opaalista ja latinasta escentia- jälkiliite, joka tarkoittaa heikkoa toimintaa) - sameiden väliaineiden valonsironta niiden optisen epähomogeenisuuden vuoksi. valon sironta- väliaineessa etenevien valonsäteiden poikkeama kaikkiin suuntiin alkuperäisestä suunnasta. Kolloidihiukkaset pystyvät sirottamaan valoa (Tyndall-Faraday-ilmiö) - tämä selittää kolloidisen liuoksen opalenssin, lievän sameuden. Tätä koetta suoritettaessa on otettava huomioon sininen opalenssi ja sitten rikkikolloidisen suspension koagulaatio. Suspension sama tiheys havaitaan minkä tahansa kuvion (esimerkiksi ruudukon kupin pohjassa) ilmeisenä katoamisena, joka havaitaan ylhäältä liuoskerroksen läpi. Aika lasketaan sekuntikellolla tyhjennyshetkestä alkaen.

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

Ensimmäinen valmistetaan liuottamalla 7,5 g suolaa 100 ml:aan H20:ta, mikä vastaa 0,3 M pitoisuutta. Saman pitoisuuden H 2 SO 4 -liuoksen valmistamiseksi on tarpeen mitata 1,8 ml H 2 SO 4 (k), ? = = 1,84 g / cm 3 ja liuotetaan se 120 ml:aan vettä. Kaada valmistettu Na 2 S 2 O 3 -liuos kolmeen lasiin: ensimmäiseen - 60 ml, toiseen - 30 ml, kolmanteen - 10 lasiin. ml. Lisää 30 ml tislattua vettä toiseen lasiin ja 50 ml kolmanteen lasiin. Siten kaikissa kolmessa lasissa on 60 ml nestettä, mutta ensimmäisessä suolapitoisuus on ehdollisesti = 1, toisessa - ½ ja kolmannessa - 1/6. Kun liuokset on valmistettu, kaada 60 ml H 2 SO 4 -liuosta ensimmäiseen suolaliuoksen sisältävään lasiin ja käynnistä sekuntikello jne. Ottaen huomioon, että reaktionopeus laskee Na 2 S 2 O 3 -liuoksen laimentaessa, se voidaan määrittää aikaan kääntäen verrannollisena arvona v= yksi/? ja muodosta kaavio piirtämällä pitoisuus abskissalle ja reaktion nopeus ordinaatalle. Tästä johtopäätöksestä - reaktionopeus riippuu aineiden pitoisuudesta. Saadut tiedot on lueteltu taulukossa 3. Tämä koe voidaan suorittaa byreteillä, mutta tämä vaatii paljon harjoittelua suorittajalta, koska aikataulu on joskus virheellinen.

Taulukko 3

Nopeus ja reaktioaika

Guldberg-Waage-laki vahvistetaan - kemian professori Gulderg ja nuori tiedemies Waage).

Harkitse seuraavaa tekijää - lämpötilaa.

Lämpötilan noustessa useimpien kemiallisten reaktioiden nopeus kasvaa. Tätä riippuvuutta kuvaa van't Hoff -sääntö: "Kun lämpötila nousee jokaista 10 °C:ta kohden, kemiallisten reaktioiden nopeus kasvaa 2-4 kertaa."

missä ? – lämpötilakerroin, joka osoittaa, kuinka monta kertaa reaktionopeus kasvaa lämpötilan noustessa 10 ° C;

v 1 - reaktionopeus lämpötilassa t1;

v 2 - reaktionopeus lämpötilassa t2.

Esimerkiksi reaktio 50 °C:ssa etenee kahdessa minuutissa, kuinka kauan prosessi päättyy 70 °C:ssa, jos lämpötilakerroin ? = 2?

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

Pienikin lämpötilan nousu lisää jyrkkää aktiivisten molekyylitörmäysten reaktionopeutta. Aktivointiteorian mukaan prosessiin osallistuvat vain ne molekyylit, joiden energia on tietyllä arvolla suurempi kuin molekyylien keskimääräinen energia. Tämä ylimääräinen energia on aktivointienergiaa. Sen fysikaalinen merkitys on energia, jota tarvitaan molekyylien aktiiviseen törmäykseen (kiertoratojen uudelleenjärjestelyyn). Aktiivisten hiukkasten määrä ja siten reaktionopeus kasvaa lämpötilan myötä eksponentiaalisen lain mukaan Arrhenius-yhtälön mukaan, joka heijastaa nopeusvakion riippuvuutta lämpötilasta

missä MUTTA - Arrhenius-suhteellisuustekijä;

k- Boltzmannin vakio;

E A - aktivointienergia;

R- kaasuvakio;

T- lämpötila.

Katalyytti on aine, joka nopeuttaa reaktion nopeutta, mutta ei itse kuluta.

Katalyysi- ilmiö, jossa reaktionopeus muuttuu katalyytin läsnä ollessa. Erottele homogeeninen ja heterogeeninen katalyysi. Homogeeninen- jos lähtöaineet ja katalyytti ovat samassa aggregaatiotilassa. Heterogeeninen– jos lähtöaineet ja katalyytti ovat eri aggregaatiotilassa. Katalyysistä katso erikseen (edelle).

Inhibiittori Aine, joka hidastaa reaktion nopeutta.

Seuraava tekijä on pinta-ala. Mitä suurempi reagoivan aineen pinta on, sitä suurempi nopeus. Tarkastellaan esimerkiksi dispersioasteen vaikutusta reaktionopeuteen.

CaCO 3 - marmori. Laskemme laatoitettu marmori suolahappoon HCl, odota viisi minuuttia, se liukenee kokonaan.

Jauhettu marmori - teemme saman menettelyn sen kanssa, se liukenee 30 sekunnissa.

Molempien prosessien yhtälö on sama.

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

Joten kun lisäät jauhettua marmoria, aika on vähemmän kuin lisättäessä laattamarmoria, samalla massalla.

Kun faasien välinen rajapinta kasvaa, heterogeenisten reaktioiden nopeus kasvaa.

Kirjasta Physical Chemistry: Lecture Notes kirjoittaja Berezovchuk A V

2. Kemiallisen reaktion isotermiyhtälö Jos reaktio etenee reversiibelisti, niin G= 0. Jos reaktio etenee irreversiibelisti, niin? 0 ja voit laskea muutoksen?G. missä? - reaktioajo - arvo, joka näyttää kuinka monta moolia on muuttunut reaktion aikana. I cn - luonnehtii

Kirjasta Uusin tosiasioiden kirja. Osa 3 [Fysiikka, kemia ja tekniikka. Historia ja arkeologia. Sekalaista] kirjoittaja Kondrashov Anatoli Pavlovich

3. Isokorin yhtälöt, kemiallisen reaktion isobar K:n riippuvuus lämpötilasta Isokorin yhtälö: Isokorin yhtälö: Ne arvioivat virtauksen suunnan

Kirjasta Neutrino - atomin aavemainen hiukkanen kirjailija Asimov Isaac

1. Kemiallisen kinetiikan käsite Kinetiikka on tiedettä kemiallisten reaktioiden nopeuksista Kemiallisen reaktion nopeus on kemiallisen vuorovaikutuksen elementaaristen toimien lukumäärä aikayksikköä kohti tilavuusyksikköä kohti (homogeeninen) tai pintayksikköä kohti.

Kirjasta Atomic Energy for Military Purposes kirjoittaja Smith Henry Dewolf

8. Vedyn ylijännitteeseen vaikuttavat tekijät. Hapen ylijännite ?H2:1) ?virtaan (virrantiheys) vaikuttavat tekijät. Riippuvuutta virrantiheydestä kuvaa Tafel-yhtälö 2) katodimateriaalin luonne on sarja nousevassa järjestyksessä?,? - ylijännite.Tafel-yhtälössä

Kirjasta History of Physics Course kirjoittaja Stepanovitš Kudrjavtsev Pavel

Kirjasta Mikä on suhteellisuusteoria kirjoittaja Landau Lev Davidovich

Ydinreaktiot ja sähkövaraus Kun fyysikot alkoivat ymmärtää atomin rakennetta selvemmin 1990-luvulla, he havaitsivat, että ainakin joissakin sen osissa on sähkövaraus. Esimerkiksi elektronit, jotka täyttävät atomin ulkoalueet

Kirjasta Physics at Every Step kirjoittaja Perelman Yakov Isidorovich

YDINREAKTIOT YDINPOMMITUSMENETELMÄT1.40. Cockcroft ja Walton tuottivat riittävän korkean energian protoneja ionisoimalla vetykaasua ja sitten kiihdyttämällä ioneja suurjännitelaitoksessa muuntajalla ja tasasuuntaajalla. Samanlainen menetelmä voi

Kirjasta 50 vuotta Neuvostoliiton fysiikkaa kirjoittaja Leshkovtsev Vladimir Aleksejevitš

KETJUREAKTIONGELMA 2.3. Atomipommien tai uraanin fissiota käyttävän voimalaitoksen toimintaperiaate on melko yksinkertainen. Jos yksi neutroni aiheuttaa fission, joka johtaa useiden uusien neutronien vapautumiseen, niin fissioiden lukumäärä voi tapahtua erittäin nopeasti

Kirjasta The New Mind of the King [Tietokoneista, ajattelusta ja fysiikan laeista] kirjailija Penrose Roger

REAKTIOTUOTTEET JA EROTUSONGELMA 8.16. Hanfordin tehtaalla plutoniumin tuotantoprosessi on jaettu kahteen pääosaan: sen varsinaiseen tuotantoon kattilassa ja sen erottamiseen uraanilohkoista, joissa se muodostuu. Siirrytään prosessin toiseen osaan.

Kirjasta Kenelle omena putosi kirjoittaja Kesselman Vladimir Samuilovich

ISOTOOPPIEN EROTTELUUN VAIKUTTAVAT TEKIJÄT 9.2. Alkuaineen isotoopit eroavat määritelmän mukaan massaltaan, mutta eivät kemiallisilta ominaisuuksiltaan. Tarkemmin sanottuna, vaikka isotooppien ytimien massat ja niiden rakenne ovat erilaisia, ytimien varaukset ovat samat, ja siksi ulommat elektronikuoret

Kirjailijan kirjasta

Ydinfission ketjureaktion toteutus Nyt kysymys fission ketjureaktiosta ja mahdollisuudesta saada hajottavaa räjähdysenergiaa nousi esiin kaikin voimin. Tämä kysymys kietoutui kohtalokkaasti natsi-Saksan 1. syyskuuta käynnistämään maailmansotaan

Kirjailijan kirjasta

Ja nopeus on suhteellista! Liikkeen suhteellisuusperiaatteesta seuraa, että on yhtä vähän järkeä puhua kappaleen suoraviivaisesta ja tasaisesta liikkeestä tietyllä nopeudella ilmoittamatta, missä lepolaboratorioissa nopeus mitataan, esim.

Kirjailijan kirjasta

Äänen nopeus Oletko koskaan nähnyt metsänraivaajaa kaukaa kaatavan puuta? Tai ehkä katselit puusepän työskentelyä etäältä ja naulaa nauloja? Olet ehkä huomannut tässä hyvin oudon asian: iskua ei kuulu, kun kirves törmää puuhun tai

Kirjailijan kirjasta

HALLINTATUT LÄMPÖYDINREAKTIOT Hallitsemattomia lämpöydinreaktioita tapahtuu vetypommien räjähdyksen aikana. Ne johtavat valtavan määrän ydinenergian vapautumiseen, johon liittyy erittäin tuhoisa räjähdys. Nyt tiedemiesten tehtävänä on löytää keinoja

Kirjailijan kirjasta

Kirjailijan kirjasta

Fission labyrinteissa Vuonna 1938 saksalaiset tiedemiehet Otto Hahn ja Fritz Strassmann (1902–1980) tekivät hämmästyttävän löydön. He havaitsivat, että uraanin pommittaminen neutroneilla tuotti joskus noin kaksi kertaa kevyempiä ytimiä kuin alkuperäinen uraaniydin. Edelleen

MÄÄRITELMÄ

Kemiallinen kinetiikka- kemiallisten reaktioiden nopeuksien ja mekanismien tutkimus.

Reaktioiden nopeuksien tutkimus, tiedon saaminen kemiallisen reaktion nopeuteen vaikuttavista tekijöistä sekä kemiallisten reaktioiden mekanismien tutkimus suoritetaan kokeellisesti.

MÄÄRITELMÄ

Kemiallisen reaktion nopeus- yhden reagoivan aineen tai reaktiotuotteen pitoisuuden muutos aikayksikköä kohti järjestelmän vakiotilavuudella.

Homogeenisten ja heterogeenisten reaktioiden nopeus määritetään eri tavalla.

Kemiallisen reaktion nopeuden mittarin määritelmä voidaan kirjoittaa matemaattiseen muotoon. Olkoon - kemiallisen reaktion nopeus homogeenisessa systeemissä, n B - minkä tahansa reaktiossa syntyvän aineen moolimäärä, V - järjestelmän tilavuus, - aika. Sitten rajalla:

Tätä yhtälöä voidaan yksinkertaistaa - aineen määrän suhde tilavuuteen on aineen moolipitoisuus n B / V \u003d c B, josta dn B / V \u003d dc B ja lopuksi:

Käytännössä yhden tai useamman aineen pitoisuudet mitataan tietyin aikavälein. Alkuaineiden pitoisuudet pienenevät ajan myötä, kun taas tuotteiden pitoisuudet kasvavat (kuva 1).

Riisi. 1. Lähtöaineen (a) ja reaktiotuotteen (b) pitoisuuden muutos ajan myötä

Kemiallisen reaktion nopeuteen vaikuttavat tekijät

Kemiallisen reaktion nopeuteen vaikuttavia tekijöitä ovat: reagoivien aineiden luonne, niiden pitoisuudet, lämpötila, katalyyttien läsnäolo järjestelmässä, paine ja tilavuus (kaasufaasissa).

Konsentraation vaikutus kemiallisen reaktion nopeuteen liittyy kemiallisen kinetiikan peruslakiin - massavaikutuksen lakiin (LMA): kemiallisen reaktion nopeus on suoraan verrannollinen reaktanttien pitoisuuksien tuloon. niiden stoikiometristen kertoimien teho. PDM ei ota huomioon aineiden pitoisuutta kiinteässä faasissa heterogeenisissä järjestelmissä.

Reaktiolle mA + nB = pC + qD MAP:n matemaattinen lauseke kirjoitetaan:

K × C A m × C B n

K × [A] m × [B] n ,

jossa k on kemiallisen reaktion nopeusvakio, joka on kemiallisen reaktion nopeus lähtöaineiden pitoisuudella 1 mol/l. Toisin kuin kemiallisen reaktion nopeus, k ei riipu reagoivien aineiden pitoisuudesta. Mitä suurempi k, sitä nopeammin reaktio etenee.

Kemiallisen reaktion nopeuden riippuvuus lämpötilasta määräytyy van't Hoff -säännön avulla. Van't Hoffin sääntö: jokaisella kymmenen asteen lämpötilan nousulla useimpien kemiallisten reaktioiden nopeus kasvaa noin 2-4 kertaa. Matemaattinen lauseke:

(T 2) \u003d (T 1) × (T2-T1) / 10,

missä on van't Hoff -lämpötilakerroin, joka osoittaa kuinka monta kertaa reaktionopeus kasvoi lämpötilan noustessa 10 o C.

Molekyyli ja reaktiojärjestys

Reaktion molekylaarisuus määräytyy sen molekyylien vähimmäismäärän mukaan, jotka ovat samanaikaisesti vuorovaikutuksessa (osallistuvat perustoimintoon). Erottaa:

- monomolekyyliset reaktiot (hajoamisreaktiot voivat toimia esimerkkinä)

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

K × C, -dC/dt = kC

Kaikki tätä yhtälöä noudattavat reaktiot eivät kuitenkaan ole yksimolekyylisiä.

- bimolekyylinen

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

- trimolekulaarinen (erittäin harvinainen).

Reaktion molekulaarisuuden määrää sen todellinen mekanismi. Sen molekylaarisuutta on mahdotonta määrittää kirjoittamalla reaktioyhtälö.

Reaktion järjestyksen määrää reaktion kineettisen yhtälön muoto. Se on yhtä suuri kuin tämän yhtälön pitoisuusasteiden eksponentien summa. Esimerkiksi:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

K × C 1 2 × C 2 - kolmas kertaluokka

Reaktion järjestys voi olla murto-osa. Tässä tapauksessa se määritetään kokeellisesti. Jos reaktio etenee yhdessä vaiheessa, niin reaktion järjestys ja sen molekylaarisuus ovat samat, jos useissa vaiheissa, niin järjestys määräytyy hitain vaiheen mukaan ja on yhtä suuri kuin tämän reaktion molekulaarisuus.

Esimerkkejä ongelmanratkaisusta

ESIMERKKI 1

Harjoittele	Reaktio etenee yhtälön 2A + B = 4C mukaisesti. Aineen A alkupitoisuus on 0,15 mol/l ja 20 sekunnin kuluttua 0,12 mol/l. Laske keskimääräinen reaktionopeus.
Ratkaisu	Kirjataan kaava kemiallisen reaktion keskimääräisen nopeuden laskemiseksi: AIHEESEEN LIITTYVÄT ARTIKKELIT Palaute sivuston kartta Tietoja sivustosta