Ang bilis ng isang kemikal na reaksyon ay nakasalalay sa mga sumusunod na salik:
1) Ang likas na katangian ng mga reactant.
2) Ang contact surface ng mga reagents.
3) Ang konsentrasyon ng mga reactant.
4) Temperatura.
5) Ang pagkakaroon ng mga catalyst.
Ang rate ng mga heterogenous na reaksyon ay nakasalalay din sa:
a) ang magnitude ng ibabaw ng paghihiwalay ng bahagi (na may pagtaas sa ibabaw ng paghihiwalay ng bahagi, ang rate ng mga heterogenous na reaksyon ay tumataas);
b) ang rate ng supply ng mga reactant sa interface at ang rate ng pag-alis ng mga produkto ng reaksyon mula dito.
Mga salik na nakakaapekto sa bilis ng isang kemikal na reaksyon:
1. Ang likas na katangian ng mga reagents. Ang isang mahalagang papel ay nilalaro ng likas na katangian ng mga bono ng kemikal sa mga compound, ang istraktura ng kanilang mga molekula. Halimbawa, ang paglabas ng hydrogen sa pamamagitan ng zinc mula sa isang solusyon ng hydrochloric acid ay nangyayari nang mas mabilis kaysa sa isang solusyon ng acetic acid, dahil ang polarity ng H-C1 bond ay mas malaki kaysa sa O-H bond sa CH 3 COOH molecule, sa iba salita, dahil sa ang katunayan na ang Hcl - isang malakas na electrolyte, at CH 3 COOH ay isang mahina electrolyte sa isang may tubig na solusyon.
2. Reagent contact surface. Kung mas malaki ang contact surface ng mga reactant, mas mabilis ang reaksyon. Ang ibabaw ng mga solid ay maaaring tumaas sa pamamagitan ng paggiling sa kanila, at para sa mga natutunaw na sangkap sa pamamagitan ng pagtunaw sa kanila. Ang mga reaksyon sa mga solusyon ay nagpapatuloy halos kaagad.
3. Ang konsentrasyon ng mga reagents. Para magkaroon ng interaksyon, dapat magbanggaan ang mga particle ng reactants sa isang homogenous system. Sa pagtaas mga konsentrasyon ng reactant tumataas ang rate ng mga reaksyon. Ito ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng katotohanan na sa isang pagtaas sa dami ng isang sangkap sa bawat dami ng yunit, ang bilang ng mga banggaan sa pagitan ng mga particle ng mga tumutugon na sangkap ay tumataas. Ang bilang ng mga banggaan ay proporsyonal sa bilang ng mga particle ng mga reactant sa dami ng reactor, ibig sabihin, ang kanilang mga molar na konsentrasyon.
Sa dami, ang pag-asa ng rate ng reaksyon sa konsentrasyon ng mga reactant ay ipinahayag batas ng kumikilos na masa (Guldberg at Waage, Norway, 1867): ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay proporsyonal sa produkto ng mga konsentrasyon ng mga reactant.
Para sa reaksyon:
aA + bB ↔ cC + dD
ang rate ng reaksyon alinsunod sa batas ng mass action ay katumbas ng:
υ = k[A]υ a[B]υ b ,(9)
kung saan ang [A] at [B] ay ang mga konsentrasyon ng mga paunang sangkap;
k-pare-pareho ang rate ng reaksyon, na katumbas ng rate ng reaksyon sa mga konsentrasyon ng mga reactant [A] = [B] = 1 mol/l.
Ang pare-pareho ang rate ng reaksyon ay nakasalalay sa likas na katangian ng mga reactant, temperatura, ngunit ay hindi nakasalalay sa konsentrasyon ng mga sangkap.
Ang ekspresyong (9) ay tinatawag ang kinetic equation ng reaksyon. Kasama sa kinetic equation ang mga konsentrasyon ng mga gas at dissolved substance, ngunit hindi kasama ang mga konsentrasyon ng solids:
2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g); υ = k 2 · [O 2];
CuO (tv.) + H 2 (g) \u003d Cu (tv) + H 2 O (g); υ = k.
Ayon sa kinetic equation, posibleng kalkulahin kung paano nagbabago ang rate ng reaksyon sa pagbabago sa konsentrasyon ng mga reactant.
Impluwensya ng katalista.
5. Temperatura ng reaksyon. Teorya ng aktibong banggaan
Upang maganap ang isang elementarya na pagkilos ng pakikipag-ugnayan ng kemikal, ang mga tumutugong particle ay dapat magbanggaan sa isa't isa. Gayunpaman, hindi lahat ng banggaan ay nagreresulta sa isang kemikal na pakikipag-ugnayan. Ang pakikipag-ugnayan ng kemikal ay nangyayari kapag ang mga particle ay lumalapit sa mga distansya kung saan posible ang muling pamamahagi ng density ng elektron at ang paglitaw ng mga bagong kemikal na bono. Ang mga nakikipag-ugnayang particle ay dapat magkaroon ng sapat na enerhiya upang mapagtagumpayan ang mga salungat na pwersa na lumabas sa pagitan ng kanilang mga shell ng elektron.
estado ng paglipat- ang estado ng sistema, kung saan balanse ang pagkasira at paglikha ng isang koneksyon. Nasa transition state ang system sa loob ng maikling (10 -15 s) na oras. Ang enerhiya na kinakailangan upang dalhin ang system sa isang estado ng paglipat ay tinatawag activation energy. Sa mga multistep na reaksyon na kinabibilangan ng ilang mga transition state, ang activation energy ay tumutugma sa pinakamataas na halaga ng enerhiya. Matapos mapagtagumpayan ang estado ng paglipat, ang mga molekula ay lumilipad muli sa pagkasira ng mga lumang bono at pagbuo ng mga bago o sa pagbabago ng orihinal na mga bono. Ang parehong mga pagpipilian ay posible, dahil nangyayari ang mga ito sa pagpapalabas ng enerhiya. May mga sangkap na maaaring mabawasan ang activation energy para sa isang partikular na reaksyon.
Ang mga aktibong molekula A 2 at B 2 sa pagbangga ay nagsasama-sama sa isang intermediate active complex A 2 ... B 2 na may pagpapahina at pagkatapos ay pagkasira ng A-A at B-B na mga bono at pagpapalakas ng mga A-B na bono.
Ang "enerhiya ng pag-activate" ng reaksyon ng pagbuo ng NI (168 kJ/mol) ay mas mababa kaysa sa enerhiya na kinakailangan upang ganap na masira ang bono sa mga unang molekula ng H 2 at I 2 (571 kJ/mol). Samakatuwid, ang reaksyon path sa pamamagitan ng pagbuo aktibo (na-activate) na kumplikado energetically mas kanais-nais kaysa sa landas sa pamamagitan ng kumpletong pagsira ng mga bono sa orihinal na mga molekula. Ang karamihan sa mga reaksyon ay nangyayari sa pamamagitan ng pagbuo ng mga intermediate active complex. Ang mga probisyon ng aktibong kumplikadong teorya ay binuo nina G. Eyring at M. Polyani noong 30s ng XX siglo.
Pag-activate ng enerhiya kumakatawan sa labis ng kinetic energy ng mga particle na may kaugnayan sa average na enerhiya na kinakailangan para sa pagbabagong kemikal ng mga nagbabanggaan na particle. Ang mga reaksyon ay nailalarawan sa pamamagitan ng iba't ibang mga halaga ng enerhiya ng pag-activate (E a). Sa karamihan ng mga kaso, ang activation energy ng mga kemikal na reaksyon sa pagitan ng mga neutral na molekula ay umaabot mula 80 hanggang 240 kJ/mol. Para sa mga halaga ng proseso ng biochemical E a madalas na mas mababa - hanggang sa 20 kJ / mol. Ito ay maaaring ipaliwanag sa pamamagitan ng katotohanan na ang karamihan sa mga biochemical na proseso ay nagpapatuloy sa yugto ng enzyme-substrate complexes. Nililimitahan ng mga hadlang sa enerhiya ang reaksyon. Dahil dito, sa prinsipyo, posibleng mga reaksyon (sa Q< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.
Upang maganap ang isang reaksyon, ang mga molekula ay dapat na nakatuon sa isang tiyak na paraan at may sapat na enerhiya sa pagbangga. Ang posibilidad ng tamang oryentasyon sa isang banggaan ay nailalarawan sa pamamagitan ng activation entropy ∆S a. Ang muling pamamahagi ng density ng elektron sa aktibong complex ay pinapaboran ng kondisyon na, sa pagbangga, ang mga molekula A 2 at B 2 ay nakatuon, tulad ng ipinapakita sa Fig. 3a, habang kasama ang oryentasyong ipinapakita sa Fig. 3b, ang posibilidad ng reaksyon ay mas mababa pa rin - sa Fig. 3c.
kanin. Fig. 3. Favorable (a) at unfavorable (b, c) orientations ng A 2 at B 2 molecules sa banggaan
Ang equation na nagpapakilala sa dependence ng rate at reaksyon sa temperatura, activation energy at activation entropy ay may anyo:
(10)
saan k- pare-pareho ang rate ng reaksyon;
PERO- sa unang pagtatantya, ang kabuuang bilang ng mga banggaan sa pagitan ng mga molekula bawat yunit ng oras (segundo) bawat dami ng yunit;
e- base ng natural logarithms;
R- pangkalahatang gas pare-pareho;
T- ganap na temperatura;
E a- activation enerhiya;
∆S a- pagbabago sa entropy ng activation.
Ang equation (11) ay hinango ni Arrhenius noong 1889. Preexponential multiplier PERO proporsyonal sa kabuuang bilang ng mga banggaan sa pagitan ng mga molekula bawat yunit ng oras. Ang dimensyon nito ay tumutugma sa sukat ng pare-pareho ng rate at depende sa kabuuang pagkakasunud-sunod ng reaksyon.
Exhibitor ay katumbas ng fraction ng aktibong banggaan mula sa kanilang kabuuang bilang, i.e. ang nagbabanggaan na mga molekula ay dapat na may sapat na enerhiya ng pakikipag-ugnayan. Ang posibilidad ng kanilang nais na oryentasyon sa sandali ng epekto ay proporsyonal sa .
Kapag tinatalakay ang batas ng mass action para sa bilis (9), ito ay espesyal na itinakda na ang rate constant ay isang pare-parehong halaga na hindi nakasalalay sa mga konsentrasyon ng mga reagents. Ipinapalagay na ang lahat ng mga pagbabagong kemikal ay nagpapatuloy sa isang pare-parehong temperatura. Kasabay nito, ang rate ng pagbabagong-anyo ng kemikal ay maaaring magbago nang malaki sa pagbaba o pagtaas ng temperatura. Mula sa punto ng view ng batas ng mass action, ang pagbabagong ito sa bilis ay dahil sa pag-asa sa temperatura ng pare-pareho ang rate, dahil ang mga konsentrasyon ng mga reactant ay nagbabago lamang nang bahagya dahil sa thermal expansion o contraction ng likido.
Ang pinakakilalang katotohanan ay ang rate ng mga reaksyon ay tumataas sa pagtaas ng temperatura. Ang ganitong uri ng pagdepende sa temperatura ng bilis ay tinatawag normal (Larawan 3a). Ang ganitong uri ng pag-asa ay katangian ng lahat ng mga simpleng reaksyon.
kanin. 3. Mga uri ng pag-asa sa temperatura ng rate ng mga reaksiyong kemikal: a - normal;
b - abnormal; c - enzymatic
Gayunpaman, ang mga pagbabagong kemikal ay kilala na ngayon, ang rate na bumababa sa pagtaas ng temperatura, ang ganitong uri ng pag-asa sa temperatura ng rate ay tinatawag na maanomalya . Ang isang halimbawa ay ang gas-phase reaction ng nitrogen (II) oxide na may bromine (Fig. 3b).
Ang partikular na interes sa mga manggagamot ay ang pag-asa sa temperatura ng rate ng mga reaksyon ng enzymatic, i.e. mga reaksyon na kinasasangkutan ng mga enzyme. Halos lahat ng mga reaksyon na nagaganap sa katawan ay kabilang sa klase na ito. Halimbawa, sa decomposition ng hydrogen peroxide sa presensya ng enzyme catalase, ang rate ng decomposition ay depende sa temperatura. Nasa hanay na 273-320 Upang Ang pagdepende sa temperatura ay normal. Habang tumataas ang temperatura, tumataas ang bilis, at habang bumababa ang temperatura, bumababa ito. Kapag tumaas ang temperatura sa itaas 320 Upang mayroong isang matalim na maanomalyang pagbaba sa rate ng pagkabulok ng peroxide. Ang isang katulad na larawan ay nagaganap para sa iba pang mga reaksiyong enzymatic (Larawan 3c).
Mula sa Arrhenius equation para sa k ito ay malinaw na, dahil T kasama sa exponent, ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay napaka-sensitibo sa mga pagbabago sa temperatura. Ang pag-asa ng rate ng isang homogenous na reaksyon sa temperatura ay maaaring ipahayag ng panuntunan ng van't Hoff, ayon sa kung saan na may pagtaas ng temperatura para sa bawat 10 °, ang rate ng reaksyon ay tumataas ng 2-4 na beses; ang bilang na nagpapakita kung gaano karaming beses na tumaas ang rate ng isang ibinigay na reaksyon sa pagtaas ng temperatura ng 10 ° ay tinatawag koepisyent ng temperatura ng rate ng reaksyon -γ.
Ang panuntunang ito ay mathematically na ipinahayag ng sumusunod na formula:
(12)
kung saan ang γ ay ang koepisyent ng temperatura, na nagpapakita kung gaano karaming beses tumataas ang rate ng reaksyon sa pagtaas ng temperatura ng 10 0; υ 1 -t 1 ; υ 2 - rate ng reaksyon sa temperatura t2.
Habang tumataas ang temperatura sa isang pag-unlad ng aritmetika, ang bilis ay tumataas nang husto.
Halimbawa, kung γ = 2.9, pagkatapos ay may pagtaas sa temperatura ng 100 ° ang rate ng reaksyon ay tumataas ng isang kadahilanan na 2.9 10, i.e. 40 libong beses. Ang mga paglihis mula sa panuntunang ito ay mga biochemical na reaksyon, ang rate ng pagtaas ng sampung beses na may bahagyang pagtaas sa temperatura. Ang panuntunang ito ay wasto lamang sa isang rough approximation. Ang mga reaksyon na kinasasangkutan ng malalaking molekula (protina) ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang malaking koepisyent ng temperatura. Ang rate ng denaturation ng protina (ovalbumin) ay tumataas ng 50 beses na may pagtaas ng temperatura na 10 °C. Matapos maabot ang isang tiyak na maximum (50-60 °C), ang rate ng reaksyon ay bumababa nang husto bilang resulta ng thermal denaturation ng protina.
Para sa maraming reaksiyong kemikal, hindi alam ang batas ng mass action para sa bilis. Sa ganitong mga kaso, maaaring gamitin ang sumusunod na expression upang ilarawan ang pagdepende sa temperatura ng rate ng conversion:
pre-exponent A na may ay hindi nakasalalay sa temperatura, ngunit depende sa konsentrasyon. Ang yunit ng panukat ay mol/l∙s.
Ginagawang posible ng theoretical dependence na paunang kalkulahin ang bilis sa anumang temperatura kung alam ang activation energy at ang pre-exponential. Kaya, ang epekto ng temperatura sa rate ng pagbabagong-anyo ng kemikal ay hinuhulaan.
Mga kumplikadong reaksyon
Ang prinsipyo ng kalayaan. Ang lahat ng tinalakay sa itaas ay tumutukoy sa medyo simpleng mga reaksyon, ngunit ang tinatawag na kumplikadong mga reaksyon ay madalas na nakatagpo sa kimika. Kasama sa mga reaksyong ito ang mga tinalakay sa ibaba. Kapag kumukuha ng kinetic equation para sa mga reaksyong ito, ginagamit ang prinsipyo ng kalayaan: kung maraming mga reaksyon ang magaganap sa system, kung gayon ang bawat isa sa kanila ay independyente sa iba at ang rate nito ay proporsyonal sa produkto ng mga konsentrasyon ng mga reactant nito.
Mga Parallel na Reaksyon ay mga reaksyong nagaganap nang sabay-sabay sa ilang direksyon.
Ang thermal decomposition ng potassium chlorate ay nangyayari nang sabay-sabay sa dalawang reaksyon: 
Sunod-sunod na reaksyon ay mga reaksyon na nagpapatuloy sa ilang yugto. Maraming ganyang reaksyon sa chemistry.
.
Mga kaugnay na reaksyon. Kung maraming mga reaksyon ang naganap sa system at ang isa sa mga ito ay hindi maaaring mangyari nang wala ang isa pa, kung gayon ang mga reaksyong ito ay tinatawag conjugated , at ang kababalaghan mismo sa pamamagitan ng induction .
2HI + H 2 CrO 4 → I 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O.
Ang reaksyong ito ay halos hindi sinusunod sa ilalim ng normal na mga kondisyon, ngunit kung ang FeO ay idinagdag sa system, kung gayon ang sumusunod na reaksyon ay nangyayari:
FeO + H 2 CrO 4 → Fe 2 O 3 + Cr 2 O 3 + H 2 O
at ang unang reaksyon ay sumasabay dito. Ang dahilan nito ay ang pagbuo sa pangalawang reaksyon ng mga intermediate na produkto na kasangkot sa unang reaksyon:
FeO 2 + H 2 CrO 4 → Cr 2 O 3 + Fe 5+;
HI + Fe 5+ → Fe 2 O 3 + I 2 + H 2 O.
Induction ng kemikal- isang kababalaghan kung saan ang isang kemikal na reaksyon (pangalawang) ay nakasalalay sa isa pa (pangunahing).
A+ AT- pangunahin reaksyon,
A + C- pangalawa reaksyon,
pagkatapos si A ay isang activator, AT- inductor, C - acceptor.
Sa panahon ng induction ng kemikal, sa kaibahan sa catalysis, bumababa ang mga konsentrasyon ng lahat ng kalahok sa reaksyon.
Induction factor ay tinutukoy mula sa sumusunod na equation:
.
Depende sa halaga ng induction factor, posible ang mga sumusunod na kaso.
ako> 0 - proseso ng pagkupas. Bumababa ang rate ng reaksyon sa paglipas ng panahon.
ako < 0 - ускоряющийся процесс. Скорость реакции увеличивается со временем.
Ang kababalaghan ng induction ay mahalaga dahil sa ilang mga kaso ang enerhiya ng pangunahing reaksyon ay maaaring magbayad para sa enerhiya na ginugol sa pangalawang reaksyon. Para sa kadahilanang ito, halimbawa, ito ay thermodynamically posible upang synthesize protina sa pamamagitan ng polycondensation ng amino acids.
Mga chain reaction. Kung ang isang kemikal na reaksyon ay nagpapatuloy sa pagbuo ng mga aktibong particle (ions, radicals), na, na pumapasok sa mga kasunod na reaksyon, ay nagiging sanhi ng paglitaw ng mga bagong aktibong particle, kung gayon ang ganitong pagkakasunud-sunod ng mga reaksyon ay tinatawag na chain reaction.
Ang pagbuo ng mga libreng radikal ay nauugnay sa paggasta ng enerhiya upang masira ang mga bono sa isang molekula. Ang enerhiya na ito ay maaaring maibigay sa mga molekula sa pamamagitan ng pag-iilaw, paglabas ng kuryente, pag-init, pag-iilaw sa mga neutron, α- at β-particle. Upang magsagawa ng mga reaksyon ng kadena sa mababang temperatura, ang mga initiator ay ipinakilala sa tumutugon na timpla - mga sangkap na madaling bumubuo ng mga radikal: singaw ng sodium, mga organikong peroxide, yodo, atbp.
Ang reaksyon ng pagbuo ng hydrogen chloride mula sa mga simpleng compound, na isinaaktibo ng liwanag.
Kabuuang reaksyon:
H 2 + C1 2 2HC1.
Mga hiwalay na yugto:
Сl 2 2Сl∙ photoactivation ng chlorine (pagsisimula)
Cl ∙ + H 2 \u003d Hcl + H ∙ pag-unlad ng chain
H ∙ + Cl 2 \u003d Hcl + Cl ∙, atbp.
H ∙ + Cl ∙ \u003d Hcl bukas na circuit
Dito ang H∙ at Сl∙ ay mga aktibong particle (radical).
Tatlong pangkat ng mga elementarya na hakbang ang maaaring makilala sa mekanismo ng reaksyong ito. Ang una ay isang photochemical reaction pinagmulan ng kadena. Ang mga molekula ng klorin, na sumisipsip ng isang dami ng liwanag, ay naghihiwalay sa mga libreng atomo na may mataas na reaktibiti. Kaya, kapag ang isang kadena ay nucleated, ang mga libreng atom o radical ay nabuo mula sa valence-saturated na mga molekula. Ang proseso ng pagbuo ng kadena ay tinatawag din pagtanggap sa bagong kasapi. Ang mga atomo ng klorin, na may hindi magkapares na mga electron, ay nagagawang tumugon sa molecular hydrogen, na bumubuo ng mga molekula ng hydrogen chloride at atomic hydrogen. Ang atomic hydrogen, sa turn, ay nakikipag-ugnayan sa isang chlorine molecule, bilang isang resulta kung saan ang isang hydrogen chloride molecule at atomic chlorine ay muling nabuo, atbp.
Ang mga prosesong ito, na nailalarawan sa pamamagitan ng pag-uulit ng parehong mga elementarya na yugto (mga link) at pagpapatuloy sa pangangalaga ng mga libreng radikal, ay humantong sa pagkonsumo ng mga panimulang sangkap at pagbuo ng mga produkto ng reaksyon. Ang mga pangkat na ito ng mga reaksyon ay tinatawag mga reaksyon ng pag-unlad (o pagpapatuloy) ng kadena.
Ang hakbang sa chain reaction kung saan ang mga libreng radical ay nawasak ay tinatawag pagkaputol ng kadena. Ang pagwawakas ng kadena ay maaaring mangyari bilang isang resulta ng recombination ng mga libreng radical, kung ang enerhiya na inilabas sa kasong ito ay maaaring ibigay sa ilang ikatlong katawan: ang pader ng daluyan o mga molekula ng inert impurities (mga yugto 4, 5). Iyon ang dahilan kung bakit ang rate ng mga reaksyon ng kadena ay napaka-sensitibo sa pagkakaroon ng mga impurities, sa hugis at sukat ng sisidlan, lalo na sa mababang presyon.
Ang bilang ng mga elementarya na link mula sa sandaling ipinanganak ang kadena hanggang sa pagkasira nito ay tinatawag na haba ng kadena. Sa halimbawang isinasaalang-alang, hanggang sa 10 5 HCl molecules ay nabuo para sa bawat light quantum.
Ang mga chain reaction, kung saan walang "multiplikasyon" ng bilang ng mga libreng radical, ay tinatawag walang sanga o simpleng chain reactions . Sa bawat elementarya na yugto ng proseso ng walang sanga na kadena, isang radikal ang "nagsilang" sa isang molekula ng produkto ng reaksyon at isang bagong radikal lamang (Larawan 41).
 |
Iba pang mga halimbawa ng simpleng chain reaction: a) chlorination ng paraffinic hydrocarbons Cl ∙ + CH 4 → CH 3 ∙ + HC1; CH 3 ∙ + Cl - → CH 3 Cl + Cl ∙ atbp.; b) mga reaksyon ng radikal na polymerization, halimbawa, polymerization ng vinyl acetate sa pagkakaroon ng benzoyl peroxide, na madaling nabubulok sa mga radical; c) ang pakikipag-ugnayan ng hydrogen sa bromine, na nagpapatuloy ayon sa isang mekanismo na katulad ng reaksyon ng chlorine na may hydrogen, na may mas maikling haba ng kadena dahil sa endothermicity nito.
Kung ang dalawa o higit pang mga aktibong particle ay lumitaw bilang isang resulta ng pagkilos ng paglago, kung gayon ang chain reaction na ito ay branched.
Noong 1925, natuklasan ni N. N. Semenov at ng kanyang mga katuwang ang mga reaksyon na naglalaman ng mga elementarya na yugto, bilang isang resulta kung saan hindi isa, ngunit maraming mga partikulo, atom, o radical na aktibong kemikal ang lumitaw. Ang paglitaw ng ilang mga bagong libreng radical ay humahantong sa paglitaw ng ilang mga bagong chain, i.e. isang chain fork. Ang ganitong mga proseso ay tinatawag na branched chain reactions (Fig. 42).
Ang isang halimbawa ng isang proseso ng kadena na may mataas na sanga ay ang oksihenasyon ng hydrogen sa mababang presyon at isang temperatura na humigit-kumulang 900°C. Ang mekanismo ng reaksyon ay maaaring isulat bilang mga sumusunod.
1. H 2 + O 2 OH∙ + OH∙ chain initiation
2. OH ∙ + H 2 → H 2 O + H ∙ chain development
3. H ∙ + O 2 → OH ∙ + O: chain branching
4. O: + H 2 → OH ∙ + H ∙
5. OH ∙ + H 2 → H 2 O + H ∙ chain continuation
6. H∙ + H∙ + pader → H 2 bukas na circuit sa pader ng sisidlan
7. H ∙ + O 2 + M → HO 2 ∙ + M na pagwawakas ng chain nang maramihan.
Ang M ay isang inert molecule. Ang HO 2 ∙ radical, na nabuo sa panahon ng triple collision, ay hindi aktibo at hindi maaaring magpatuloy sa chain.
Sa unang yugto ng proseso, ang mga hydroxyl radical ay nabuo, na nagbibigay ng pagbuo ng isang simpleng kadena. Sa ikatlong yugto, bilang isang resulta ng pakikipag-ugnayan sa paunang molekula ng isang radikal, dalawang radical ang nabuo, at ang oxygen atom ay may dalawang libreng valence. Nagbibigay ito ng pagsasanga ng kadena.
Bilang resulta ng chain branching, mabilis na tumataas ang reaction rate sa unang yugto ng panahon, at ang proseso ay nagtatapos sa chain ignition-explosion. Gayunpaman, ang mga branched chain reaction ay nagtatapos lamang sa isang pagsabog kapag ang branching rate ay mas malaki kaysa sa chain termination rate. Kung hindi, ang proseso ay mabagal.
Kapag nagbago ang mga kondisyon ng reaksyon (mga pagbabago sa presyon, temperatura, komposisyon ng pinaghalong, laki at kondisyon ng mga dingding ng daluyan ng reaksyon, atbp.), ang isang paglipat mula sa isang mabagal na reaksyon sa isang pagsabog ay maaaring mangyari at vice versa. Kaya, sa mga reaksyon ng kadena may mga limitasyon (kritikal) na mga estado kung saan nangyayari ang pag-aapoy ng kadena, kung saan dapat makilala ng isa ang thermal ignition na nangyayari sa mga exothermic na reaksyon bilang resulta ng patuloy na pagtaas ng pag-init ng tumutugon na halo na may mahinang pag-alis ng init.
Ayon sa mekanismo ng branched chain, nangyayari ang mga oxidized vapors ng sulfur, phosphorus, carbon monoxide (II), carbon disulfide, atbp.
Ang modernong teorya ng mga proseso ng kadena ay binuo ng mga nanalo ng Nobel Prize (1956) Sobyet na akademiko na si N. N. Semenov at ang Ingles na siyentipiko na si Hinshelwood.
Ang mga reaksyon ng chain ay dapat na makilala mula sa mga catalytic na reaksyon, bagaman ang huli ay paikot din sa kalikasan. Ang pinaka makabuluhang pagkakaiba sa pagitan ng mga reaksyon ng kadena at mga catalytic ay na sa isang mekanismo ng kadena, ang reaksyon ay maaaring magpatuloy sa direksyon ng pagtaas ng enerhiya ng system dahil sa mga kusang reaksyon. Ang isang katalista ay hindi nagiging sanhi ng isang thermodynamically imposibleng reaksyon. Bilang karagdagan, sa mga catalytic na reaksyon ay walang mga hakbang sa proseso tulad ng chain nucleation at chain termination.
mga reaksyon ng polimerisasyon. Ang isang espesyal na kaso ng isang chain reaction ay ang polymerization reaction.
Polimerisasyon ay isang proseso kung saan ang reaksyon ng mga aktibong particle (radical, ions) na may mababang molekular na timbang na mga compound (monomer) ay sinamahan ng sunud-sunod na pagdaragdag ng huli na may pagtaas sa haba ng materyal na kadena (ang haba ng molekula), ibig sabihin, sa pagbuo ng isang polimer.
Mga monomer ay mga organikong compound, bilang panuntunan, na naglalaman ng mga unsaturated (doble, triple) na mga bono sa komposisyon ng molekula.
Ang mga pangunahing yugto ng proseso ng polimerisasyon:
1. Pagtanggap sa bagong kasapi(sa ilalim ng pagkilos ng liwanag, init, atbp.):
A: A→A" + A"- homolytic decomposition na may pagbuo ng mga radical (aktibong valence-unsaturated na mga particle).
A: B→ A - + B +- heterolytic decomposition na may pagbuo ng mga ions.
2. Paglago ng chain: A "+ M→ AM"
(o A - + M→ AM", o AT + + M→ VM +).
3. Buksan ang circuit: AM" + AM"→ polimer
(o AM" + B +→ polimer, VM + + A"→ polimer).
Ang bilis ng isang proseso ng chain ay palaging mas malaki kaysa sa isang hindi-chain na proseso.
Layunin: ang pag-aaral ng rate ng isang kemikal na reaksyon at ang pag-asa nito sa iba't ibang mga kadahilanan: ang likas na katangian ng mga reactant, konsentrasyon, temperatura.
Ang mga reaksiyong kemikal ay nagpapatuloy sa iba't ibang bilis. Ang bilis ng isang kemikal na reaksyon ay tinatawag na pagbabago sa konsentrasyon ng reactant sa bawat yunit ng oras. Ito ay katumbas ng bilang ng mga pagkilos ng pakikipag-ugnayan sa bawat yunit ng oras sa bawat dami ng yunit para sa isang reaksyong nagaganap sa isang homogenous na sistema (para sa mga homogenous na reaksyon), o sa bawat unit na interface para sa mga reaksyong nagaganap sa isang heterogenous na sistema (para sa mga heterogenous na reaksyon).
Average na rate ng reaksyon v cf. sa pagitan ng oras mula sa t1 dati t2 ay tinutukoy ng kaugnayan:
saan Mula sa 1 at mula 2 ay ang molar na konsentrasyon ng sinumang kalahok sa reaksyon sa mga punto ng oras t1 at t2 ayon sa pagkakabanggit.
Ang sign na “–“ sa harap ng fraction ay tumutukoy sa konsentrasyon ng mga panimulang sangkap, Δ Sa < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔSa > 0.
Ang mga pangunahing kadahilanan na nakakaapekto sa rate ng isang kemikal na reaksyon ay: ang likas na katangian ng mga reactant, ang kanilang konsentrasyon, presyon (kung ang mga gas ay kasangkot sa reaksyon), temperatura, katalista, lugar ng interface para sa mga heterogenous na reaksyon.
Karamihan sa mga reaksiyong kemikal ay mga kumplikadong proseso na nagaganap sa ilang yugto, i.e. na binubuo ng ilang mga elementarya na proseso. Ang elementarya o simpleng reaksyon ay mga reaksyong nagaganap sa isang yugto.
Para sa mga elementarya na reaksyon, ang pag-asa ng rate ng reaksyon sa konsentrasyon ay ipinahayag ng batas ng mass action.
Sa isang pare-parehong temperatura, ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay direktang proporsyonal sa produkto ng mga konsentrasyon ng mga reactant, na kinuha sa mga kapangyarihan na katumbas ng stoichiometric coefficients.
Para sa pangkalahatang reaksyon
a A + b B ... → c C,
ayon sa batas ng aksyong masa v ay ipinahahayag ng kaugnayan
v = K∙s(A) a ∙ c(B) b,
saan c(A) at c(B) ay ang mga molar na konsentrasyon ng mga reactant A at B;
Upang ay ang rate constant ng reaksyong ito, katumbas ng v, kung c(A) a=1 at c(B) b=1, at depende sa likas na katangian ng mga reactant, temperatura, katalista, lugar sa ibabaw ng interface para sa mga heterogenous na reaksyon.
Ang pagpapahayag ng pag-asa ng rate ng reaksyon sa konsentrasyon ay tinatawag na kinetic equation.
Sa kaso ng mga kumplikadong reaksyon, ang batas ng mass action ay nalalapat sa bawat indibidwal na hakbang.
Para sa mga heterogenous na reaksyon, ang kinetic equation ay kinabibilangan lamang ng mga konsentrasyon ng mga gas at dissolved substance; oo, para sa pagsunog ng karbon
C (c) + O 2 (g) → CO 2 (g)
ang velocity equation ay may anyo
v \u003d K s (O 2)
Ilang salita tungkol sa molecularity at kinetic order ng reaksyon.
konsepto "molecularity ng reaksyon" ilapat lamang sa mga simpleng reaksyon. Ang molecularity ng isang reaksyon ay nagpapakilala sa bilang ng mga particle na nakikilahok sa isang elementarya na pakikipag-ugnayan.
Mayroong mono-, bi- at trimolecular na mga reaksyon, kung saan ang isa, dalawa at tatlong mga particle, ayon sa pagkakabanggit, ay lumahok. Ang posibilidad ng sabay-sabay na banggaan ng tatlong particle ay maliit. Ang elementarya na proseso ng pakikipag-ugnayan ng higit sa tatlong particle ay hindi alam. Mga halimbawa ng elementarya na reaksyon:
N 2 O 5 → NO + NO + O 2 (monomolecular)
H 2 + I 2 → 2HI (bimolecular)
2NO + Cl 2 → 2NOCl (trimolecular)
Ang molecularity ng mga simpleng reaksyon ay tumutugma sa pangkalahatang kinetic order ng reaksyon. Ang pagkakasunud-sunod ng reaksyon ay tumutukoy sa likas na katangian ng pag-asa ng rate sa konsentrasyon.
Ang kabuuang (kabuuang) kinetic order ng isang reaksyon ay ang kabuuan ng mga exponent sa mga konsentrasyon ng mga reactant sa equation ng rate ng reaksyon, na tinutukoy sa eksperimentong paraan.
Habang tumataas ang temperatura, tumataas ang rate ng karamihan sa mga reaksiyong kemikal. Ang pagdepende ng rate ng reaksyon sa temperatura ay tinatayang tinutukoy ng panuntunan ng van't Hoff.
Para sa bawat 10 degrees na pagtaas ng temperatura, ang rate ng karamihan sa mga reaksyon ay tumataas ng isang factor na 2-4.
kung saan at ang mga rate ng reaksyon, ayon sa pagkakabanggit, sa mga temperatura t2 at t1 (t2>t1);
Ang γ ay ang koepisyent ng temperatura ng rate ng reaksyon, ito ay isang numero na nagpapakita kung gaano karaming beses na tumaas ang rate ng isang kemikal na reaksyon sa pagtaas ng temperatura ng 10 0.
Gamit ang panuntunan ng van't Hoff, posible lamang na tantiyahin ang epekto ng temperatura sa rate ng reaksyon. Ang isang mas tumpak na paglalarawan ng pag-asa ng rate ng reaksyon ng temperatura ay magagawa sa loob ng balangkas ng Arrhenius activation theory.
Ang isa sa mga paraan ng pagpapabilis ng isang kemikal na reaksyon ay catalysis, na isinasagawa sa tulong ng mga sangkap (catalysts).
Mga katalista- ito ay mga sangkap na nagbabago sa rate ng isang kemikal na reaksyon dahil sa paulit-ulit na pakikilahok sa intermediate na pakikipag-ugnayan ng kemikal sa mga reaksyon ng reaksyon, ngunit pagkatapos ng bawat cycle ng intermediate na pakikipag-ugnayan ay ibinabalik nila ang kanilang kemikal na komposisyon.
Ang mekanismo ng pagkilos ng katalista ay nabawasan sa isang pagbawas sa activation energy ng reaksyon, i.e. isang pagbawas sa pagkakaiba sa pagitan ng average na enerhiya ng mga aktibong molekula (aktibong kumplikado) at ang average na enerhiya ng mga molekula ng mga panimulang sangkap. Pinatataas nito ang bilis ng reaksiyong kemikal.
Ang mga reaksyon ng kemikal ay nagpapatuloy sa iba't ibang bilis: sa mababang bilis - sa panahon ng pagbuo ng mga stalactites at stalagmite, sa isang average na bilis - kapag nagluluto ng pagkain, kaagad - sa panahon ng pagsabog. Ang mga reaksyon sa mga may tubig na solusyon ay napakabilis.
Ang pagtukoy sa rate ng isang kemikal na reaksyon, pati na rin ang pagpapaliwanag ng pag-asa nito sa mga kondisyon ng proseso, ay ang gawain ng kinetika ng kemikal - ang agham ng mga batas na namamahala sa kurso ng mga reaksiyong kemikal sa oras.
Kung ang mga reaksiyong kemikal ay nangyayari sa isang homogenous na daluyan, halimbawa, sa isang solusyon o sa isang bahagi ng gas, kung gayon ang pakikipag-ugnayan ng mga tumutugon na sangkap ay nangyayari sa buong dami. Ang mga ganitong reaksyon ay tinatawag homogenous.
(v homog) ay tinukoy bilang ang pagbabago sa dami ng sangkap sa bawat yunit ng oras bawat dami ng yunit:
kung saan ang Δn ay ang pagbabago sa bilang ng mga moles ng isang sangkap (kadalasan ang una, ngunit maaari rin itong maging produkto ng reaksyon); Δt - pagitan ng oras (s, min); Ang V ay ang dami ng gas o solusyon (l).
Dahil ang ratio ng dami ng substance sa volume ay ang molar concentration C, kung gayon
Kaya, ang rate ng isang homogenous na reaksyon ay tinukoy bilang isang pagbabago sa konsentrasyon ng isa sa mga sangkap sa bawat yunit ng oras:
kung ang dami ng sistema ay hindi nagbabago.
Kung ang isang reaksyon ay nangyayari sa pagitan ng mga sangkap sa iba't ibang mga estado ng pagsasama-sama (halimbawa, sa pagitan ng isang solid at isang gas o likido), o sa pagitan ng mga sangkap na hindi makabuo ng isang homogenous na daluyan (halimbawa, sa pagitan ng mga hindi mapaghalo na likido), kung gayon ito ay nagaganap lamang. sa ibabaw ng contact ng mga sangkap. Ang mga ganitong reaksyon ay tinatawag magkakaiba.
Ito ay tinukoy bilang ang pagbabago sa dami ng sangkap bawat yunit ng oras bawat yunit ng ibabaw.
kung saan ang S ay ang surface area ng contact ng mga substance (m 2, cm 2).
Ang pagbabago sa dami ng substance kung saan natutukoy ang rate ng reaksyon ay isang panlabas na salik na naobserbahan ng mananaliksik. Sa katunayan, ang lahat ng mga proseso ay isinasagawa sa micro level. Malinaw, para makapag-react ang ilang mga particle, dapat una sa lahat ay bumangga sila, at mabisang bumangga: hindi para magkalat na parang mga bola sa iba't ibang direksyon, ngunit sa paraang ang "lumang mga bono" sa mga particle ay nawasak o humina at " ang mga bago" ay maaaring mabuo. ", at para dito ang mga particle ay dapat magkaroon ng sapat na enerhiya.
Ang kinakalkula na data ay nagpapakita na, halimbawa, sa mga gas, ang banggaan ng mga molekula sa atmospheric pressure ay nasa bilyun-bilyon bawat 1 segundo, iyon ay, lahat ng mga reaksyon ay dapat na nawala kaagad. Pero hindi pala. Lumalabas na isang napakaliit na bahagi lamang ng mga molekula ang may kinakailangang enerhiya upang makagawa ng isang epektibong banggaan.
Ang pinakamababang labis na enerhiya na dapat taglayin ng isang particle (o pares ng mga particle) upang magkaroon ng epektibong banggaan ay tinatawag na activation energy Ea.
Kaya, sa paraan ng lahat ng mga particle na pumapasok sa reaksyon, mayroong isang hadlang ng enerhiya na katumbas ng enerhiya ng pag-activate E a. Kapag ito ay maliit, mayroong maraming mga particle na maaaring pagtagumpayan ito, at ang rate ng reaksyon ay mataas. Kung hindi, kailangan ng "push". Kapag nagdala ka ng posporo upang sindihan ang isang spirit lamp, nagbibigay ka ng karagdagang enerhiya na kinakailangan para sa mabisang banggaan ng mga molekula ng alkohol sa mga molekula ng oxygen (paglampas sa hadlang).
Ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay nakasalalay sa maraming mga kadahilanan. Ang mga pangunahing ay: ang kalikasan at konsentrasyon ng mga reactant, presyon (sa mga reaksyon na kinasasangkutan ng mga gas), temperatura, ang pagkilos ng mga catalyst at ang ibabaw ng mga reactant sa kaso ng mga heterogenous na reaksyon.
Temperatura
Habang tumataas ang temperatura, sa karamihan ng mga kaso ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay tumataas nang malaki. Noong ika-19 na siglo Ang Dutch chemist na si J. X. Van't Hoff ay bumalangkas ng panuntunan:
Ang pagtaas ng temperatura para sa bawat 10 ° C ay humahantong sa pagtaas sabilis ng reaksyon ng 2-4 beses(ang halagang ito ay tinatawag na koepisyent ng temperatura ng reaksyon).
Sa pagtaas ng temperatura, ang average na bilis ng mga molekula, ang kanilang enerhiya, at ang bilang ng mga banggaan ay bahagyang tumaas, ngunit ang proporsyon ng mga "aktibong" molekula na nakikilahok sa mga epektibong banggaan na nagtagumpay sa hadlang ng enerhiya ng reaksyon ay tumataas nang husto. Sa matematika, ang pag-asa na ito ay ipinahayag ng kaugnayan:
kung saan ang v t 1 at v t 2 ay ang mga rate ng reaksyon sa huling t 2 at paunang t 1 na temperatura, ayon sa pagkakabanggit, at ang γ ay ang koepisyent ng temperatura ng rate ng reaksyon, na nagpapakita kung gaano karaming beses ang pagtaas ng rate ng reaksyon sa bawat pagtaas ng 10 ° C sa temperatura.
Gayunpaman, upang mapataas ang rate ng reaksyon, ang pagtaas ng temperatura ay hindi palaging naaangkop, dahil ang mga panimulang materyales ay maaaring magsimulang mabulok, ang mga solvent o ang mga sangkap mismo ay maaaring sumingaw, atbp.
Mga reaksyong endothermic at exothermic
Ang reaksyon ng methane na may atmospheric oxygen ay kilala na sinamahan ng paglabas ng malaking halaga ng init. Samakatuwid, ito ay ginagamit sa pang-araw-araw na buhay para sa pagluluto, pagpainit ng tubig at pagpainit. Ang natural na gas na ibinibigay sa mga tahanan sa pamamagitan ng mga tubo ay 98% methane. Ang reaksyon ng calcium oxide (CaO) sa tubig ay sinamahan din ng pagpapalabas ng malaking halaga ng init.
Ano ang masasabi ng mga katotohanang ito? Kapag nabuo ang mga bagong bono ng kemikal sa mga produkto ng reaksyon, higit pa enerhiya kaysa kinakailangan upang masira ang mga bono ng kemikal sa mga reactant. Ang sobrang enerhiya ay inilalabas sa anyo ng init at kung minsan ay liwanag.
CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (enerhiya (liwanag, init));
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (enerhiya (init)).
Ang ganitong mga reaksyon ay dapat magpatuloy nang madali (tulad ng isang bato ay madaling gumulong pababa).
Ang mga reaksyon kung saan inilalabas ang enerhiya ay tinatawag EXOTHERMIC(mula sa Latin na "exo" - out).
Halimbawa, maraming redox na reaksyon ang exothermic. Ang isa sa mga magagandang reaksyon na ito ay isang intramolecular oxidation-reduction na nagaganap sa loob ng parehong asin - ammonium dichromate (NH 4) 2 Cr 2 O 7:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (enerhiya).
Ang isa pang bagay ay ang backlash. Sila ay katulad ng paggulong ng bato paakyat. Hindi pa rin posible na makakuha ng methane mula sa CO 2 at tubig, at kinakailangan ang malakas na pag-init upang makakuha ng quicklime CaO mula sa calcium hydroxide Ca (OH) 2. Ang ganitong reaksyon ay nangyayari lamang sa patuloy na pag-agos ng enerhiya mula sa labas:
Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (enerhiya (init))
Iminumungkahi nito na ang pagsira ng mga bono ng kemikal sa Ca(OH) 2 ay nangangailangan ng mas maraming enerhiya kaysa sa maaaring ilabas sa panahon ng pagbuo ng mga bagong bono ng kemikal sa mga molekula ng CaO at H 2 O.
Ang mga reaksyon kung saan ang enerhiya ay hinihigop ay tinatawag ENDOTHERMIC(mula sa "endo" - sa loob).
Konsentrasyon ng reactant
Ang isang pagbabago sa presyon kasama ang paglahok ng mga gas na sangkap sa reaksyon ay humahantong din sa isang pagbabago sa konsentrasyon ng mga sangkap na ito.
Upang magkaroon ng interaksyon ng kemikal sa pagitan ng mga particle, dapat silang epektibong magbanggaan. Kung mas malaki ang konsentrasyon ng mga reactant, mas maraming banggaan at, nang naaayon, mas mataas ang rate ng reaksyon. Halimbawa, ang acetylene ay mabilis na nasusunog sa purong oxygen. Nagkakaroon ito ng sapat na temperatura upang matunaw ang metal. Sa batayan ng isang malaking halaga ng pang-eksperimentong materyal, noong 1867 ang mga Norwegian na sina K. Guldenberg at P. Waage, at nang nakapag-iisa sa kanila noong 1865, binuo ng siyentipikong Ruso na si N. I. Beketov ang pangunahing batas ng kinetika ng kemikal, na nagtatatag ng pagtitiwala sa reaksyon. rate sa konsentrasyon ng mga reacting substance.
Ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay proporsyonal sa produkto ng mga konsentrasyon ng mga reactant, na kinuha sa mga kapangyarihan na katumbas ng kanilang mga coefficient sa equation ng reaksyon.
Ang batas na ito ay tinatawag ding batas ng aksyong masa.
Para sa reaksyon A + B \u003d D, ang batas na ito ay ihahayag bilang mga sumusunod:
Para sa reaksyon 2A + B = D, ang batas na ito ay ipinahayag tulad ng sumusunod:
Narito ang C A, C B ay ang mga konsentrasyon ng mga sangkap A at B (mol / l); k 1 at k 2 - coefficients ng proporsyonalidad, na tinatawag na rate constants ng reaksyon.
Ang pisikal na kahulugan ng pare-pareho ang rate ng reaksyon ay hindi mahirap itatag - ito ay katumbas ng bilang ng rate ng reaksyon kung saan ang mga konsentrasyon ng mga reactant ay 1 mol / l o ang kanilang produkto ay katumbas ng isa. Sa kasong ito, malinaw na ang pare-pareho ng rate ng reaksyon ay nakasalalay lamang sa temperatura at hindi nakasalalay sa konsentrasyon ng mga sangkap.
Batas ng kumikilos na masa hindi isinasaalang-alang ang konsentrasyon ng mga reactant sa solid state, dahil ang mga ito ay tumutugon sa mga ibabaw at ang kanilang mga konsentrasyon ay karaniwang pare-pareho.
Halimbawa, para sa reaksyon ng pagkasunog ng karbon, ang expression para sa rate ng reaksyon ay dapat na nakasulat tulad ng sumusunod:
ibig sabihin, ang rate ng reaksyon ay proporsyonal lamang sa konsentrasyon ng oxygen.
Kung ang equation ng reaksyon ay naglalarawan lamang ng pangkalahatang reaksyon ng kemikal, na nagaganap sa ilang mga yugto, kung gayon ang rate ng naturang reaksyon ay maaaring depende sa isang kumplikadong paraan sa mga konsentrasyon ng mga panimulang sangkap. Ang pag-asa na ito ay tinutukoy sa eksperimento o teoretikal batay sa iminungkahing mekanismo ng reaksyon.
Ang pagkilos ng mga katalista
Posibleng taasan ang rate ng reaksyon sa pamamagitan ng paggamit ng mga espesyal na sangkap na nagbabago sa mekanismo ng reaksyon at idirekta ito sa isang mas masiglang mas kanais-nais na landas na may mas mababang activation energy. Tinatawag silang mga katalista (mula sa Latin na katalysis - pagkasira).
Ang katalista ay kumikilos bilang isang bihasang gabay, na gumagabay sa isang pangkat ng mga turista hindi sa pamamagitan ng isang mataas na daanan sa mga bundok (ang pagtagumpayan nito ay nangangailangan ng maraming pagsisikap at oras at hindi naa-access ng lahat), ngunit kasama ang mga landas ng detour na kilala niya, kung saan mas madali at mas mabilis mong malalampasan ang bundok.
Totoo, sa isang detour maaari kang makakuha ng hindi masyadong kung saan humahantong ang pangunahing pass. Ngunit kung minsan iyon mismo ang kailangan mo! Ito ay kung paano gumagana ang mga catalyst, na tinatawag na selective. Malinaw na hindi na kailangang magsunog ng ammonia at nitrogen, ngunit ang nitric oxide (II) ay nagagamit sa paggawa ng nitric acid.
Mga katalista- Ito ay mga sangkap na lumalahok sa isang kemikal na reaksyon at nagbabago ng bilis o direksyon nito, ngunit sa dulo ng reaksyon ay nananatiling hindi nagbabago sa dami at husay.
Ang pagbabago ng rate ng isang kemikal na reaksyon o direksyon nito sa tulong ng isang katalista ay tinatawag na catalysis. Ang mga katalista ay malawakang ginagamit sa iba't ibang industriya at sa transportasyon (mga catalytic converter na nagko-convert ng mga nitrogen oxide sa mga gas na tambutso ng sasakyan sa hindi nakakapinsalang nitrogen).
Mayroong dalawang uri ng catalysis.
homogenous catalysis, kung saan ang catalyst at ang mga reactant ay nasa parehong estado ng pagsasama-sama (phase).
heterogenous catalysis kung saan ang catalyst at reactants ay nasa iba't ibang yugto. Halimbawa, ang agnas ng hydrogen peroxide sa pagkakaroon ng solid manganese (IV) oxide catalyst:
Ang katalista mismo ay hindi natupok bilang isang resulta ng reaksyon, ngunit kung ang iba pang mga sangkap ay na-adsorbed sa ibabaw nito (tinatawag silang mga catalytic poisons), kung gayon ang ibabaw ay nagiging hindi gumagana, at kinakailangan ang pagbabagong-buhay ng katalista. Samakatuwid, bago isagawa ang catalytic reaction, ang mga panimulang materyales ay lubusan na nililinis.
Halimbawa, sa paggawa ng sulfuric acid sa pamamagitan ng paraan ng pakikipag-ugnay, ginagamit ang isang solidong katalista - vanadium (V) oxide V 2 O 5:
Sa paggawa ng methanol, ginagamit ang solidong "zinc-chromium" catalyst (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):
Ang mga biological catalyst - mga enzyme - ay gumagana nang napakabisa. Sa likas na kemikal, ito ay mga protina. Salamat sa kanila, ang mga kumplikadong reaksyon ng kemikal ay nagpapatuloy sa isang mataas na bilis sa mga nabubuhay na organismo sa mababang temperatura.
Ang iba pang mga kagiliw-giliw na sangkap ay kilala - mga inhibitor (mula sa Latin na inhibere - upang maantala). Ang mga ito ay tumutugon sa mga aktibong particle sa isang mataas na rate upang bumuo ng mga hindi aktibong compound. Bilang resulta, ang reaksyon ay bumagal nang husto at pagkatapos ay huminto. Ang mga inhibitor ay kadalasang partikular na idinaragdag sa iba't ibang mga sangkap upang maiwasan ang mga hindi gustong proseso.
Halimbawa, ang mga solusyon sa hydrogen peroxide ay pinapatatag gamit ang mga inhibitor.
Ang likas na katangian ng mga reactant (ang kanilang komposisyon, istraktura)
Ibig sabihin activation energy ay ang kadahilanan kung saan ang impluwensya ng likas na katangian ng mga tumutugon na sangkap sa bilis ng reaksyon ay apektado.
Kung mababa ang activation energy (< 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в данных случаях ничтожно мала.
Kung mataas ang activation energy(> 120 kJ/mol), nangangahulugan ito na ang hindi gaanong bahagi lamang ng mga banggaan sa pagitan ng mga partikulo ay humahantong sa isang reaksyon. Ang rate ng naturang reaksyon ay samakatuwid ay napakabagal. Halimbawa, ang pag-unlad ng reaksyon ng synthesis ng ammonia sa ordinaryong temperatura ay halos imposibleng mapansin.
Kung ang mga activation energies ng mga reaksiyong kemikal ay may mga intermediate na halaga (40120 kJ/mol), kung gayon ang mga rate ng naturang mga reaksyon ay magiging karaniwan. Kasama sa mga naturang reaksyon ang pakikipag-ugnayan ng sodium sa tubig o ethyl alcohol, ang decolorization ng bromine water na may ethylene, ang pakikipag-ugnayan ng zinc sa hydrochloric acid, atbp.
Kontakin ang ibabaw ng mga reactant
Ang rate ng mga reaksyon na nagaganap sa ibabaw ng mga sangkap, i.e., heterogenous, ay nakasalalay, ang iba pang mga bagay ay pantay, sa mga katangian ng ibabaw na ito. Ito ay kilala na ang powdered chalk ay mas mabilis na natutunaw sa hydrochloric acid kaysa sa isang pantay na piraso ng masa ng chalk.
Ang pagtaas sa rate ng reaksyon ay pangunahing dahil sa pagtaas sa contact surface ng mga panimulang sangkap, pati na rin ang maraming iba pang mga kadahilanan, halimbawa, isang paglabag sa istraktura ng "tamang" kristal na sala-sala. Ito ay humahantong sa katotohanan na ang mga particle sa ibabaw ng nabuong microcrystals ay mas reaktibo kaysa sa parehong mga particle sa isang "makinis" na ibabaw.
Sa industriya, para sa pagsasagawa ng mga heterogenous na reaksyon, ang isang "fluidized bed" ay ginagamit upang madagdagan ang contact surface ng mga reactant, ang supply ng mga panimulang materyales at ang pag-alis ng mga produkto. Halimbawa, sa paggawa ng sulfuric acid sa tulong ng isang "fluidized bed", ang pyrite ay inihaw.
Sangguniang materyal para sa pagpasa sa pagsusulit:
periodic table
Talahanayan ng solubility
Sa pagtukoy ng konsepto rate ng reaksyon ng kemikal ito ay kinakailangan upang makilala sa pagitan ng homogenous at heterogenous reaksyon. Kung ang reaksyon ay nagpapatuloy sa isang homogenous na sistema, halimbawa, sa isang solusyon o sa isang halo ng mga gas, pagkatapos ito ay nagaganap sa buong dami ng system. Ang rate ng isang homogenous na reaksyon tinatawag na dami ng substance na pumapasok sa isang reaksyon o nabubuo bilang resulta ng reaksyon bawat yunit ng oras sa isang unit volume ng system. Dahil ang ratio ng bilang ng mga moles ng isang substance sa volume kung saan ito ay ipinamamahagi ay ang molar concentration ng substance, ang rate ng isang homogenous na reaksyon ay maaari ding tukuyin bilang pagbabago sa konsentrasyon sa bawat yunit ng oras ng alinman sa mga sangkap: ang paunang reagent o produkto ng reaksyon. Upang matiyak na ang resulta ng pagkalkula ay palaging positibo, hindi alintana kung ito ay ginawa ng isang reagent o isang produkto, ang "±" sign ay ginagamit sa formula:
Depende sa likas na katangian ng reaksyon, ang oras ay maaaring ipahayag hindi lamang sa mga segundo, ayon sa kinakailangan ng sistema ng SI, kundi pati na rin sa mga minuto o oras. Sa panahon ng reaksyon, ang halaga ng rate nito ay hindi pare-pareho, ngunit patuloy na nagbabago: bumababa ito, dahil bumababa ang mga konsentrasyon ng mga panimulang sangkap. Ang pagkalkula sa itaas ay nagbibigay ng average na halaga ng rate ng reaksyon sa isang tiyak na agwat ng oras Δτ = τ 2 – τ 1 . Ang totoong (madalian) bilis ay tinukoy bilang ang limitasyon kung saan ang ratio Δ Sa/ Δτ sa Δτ → 0, ibig sabihin, ang tunay na bilis ay katumbas ng derivative ng oras ng konsentrasyon.
Para sa isang reaksyon na ang equation ay naglalaman ng mga stoichiometric coefficient na naiiba sa pagkakaisa, ang mga halaga ng rate na ipinahayag para sa iba't ibang mga sangkap ay hindi pareho. Halimbawa, para sa reaksyon A + 3B \u003d D + 2E, ang pagkonsumo ng sangkap A ay isang nunal, ang sangkap B ay tatlong moles, ang pagdating ng sangkap E ay dalawang moles. Kaya υ (A) = ⅓ υ (B) = υ (D)=½ υ (E) o υ (E) . = ⅔ υ (AT) .
Kung ang isang reaksyon ay nagpapatuloy sa pagitan ng mga sangkap na nasa iba't ibang mga yugto ng isang heterogenous na sistema, maaari lamang itong maganap sa interface ng mga yugtong ito. Halimbawa, ang pakikipag-ugnayan ng isang acid solution at isang piraso ng metal ay nangyayari lamang sa ibabaw ng metal. Ang rate ng isang heterogenous na reaksyon Tinatawag na dami ng isang sangkap na pumapasok sa isang reaksyon o nabuo bilang isang resulta ng isang reaksyon bawat yunit ng oras bawat yunit ng interface sa pagitan ng mga phase:
.
Ang pag-asa ng rate ng isang kemikal na reaksyon sa konsentrasyon ng mga reactant ay ipinahayag ng batas ng mass action: sa isang pare-parehong temperatura, ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay direktang proporsyonal sa produkto ng mga molar na konsentrasyon ng mga reactant na itinaas sa mga kapangyarihan na katumbas ng mga coefficient sa mga formula ng mga sangkap na ito sa equation ng reaksyon.. Pagkatapos para sa reaksyon
2A + B → mga produkto
ang ratio υ ~ · Sa A 2 Sa B, at para sa paglipat sa pagkakapantay-pantay, ipinakilala ang koepisyent ng proporsyonalidad k, tinawag pare-pareho ang rate ng reaksyon:
υ = k· Sa A 2 Sa B = k[A] 2 [V]
(Ang mga konsentrasyon ng molar sa mga formula ay maaaring tukuyin bilang titik Sa na may kaukulang index, at ang formula ng sangkap na nakapaloob sa mga square bracket). Ang pisikal na kahulugan ng pare-pareho ang rate ng reaksyon ay ang rate ng reaksyon sa mga konsentrasyon ng lahat ng mga reactant na katumbas ng 1 mol/l. Ang dimensyon ng reaction rate constant ay depende sa bilang ng mga salik sa kanang bahagi ng equation at maaaring mula sa -1; s –1 (l/mol); s –1 (l 2 / mol 2), atbp., ibig sabihin, sa anumang kaso, sa mga kalkulasyon, ang rate ng reaksyon ay ipinahayag sa mol l –1 s –1.
Para sa mga heterogenous na reaksyon, ang equation ng batas ng mass action ay kinabibilangan ng mga konsentrasyon lamang ng mga sangkap na nasa gas phase o sa solusyon. Ang konsentrasyon ng isang sangkap sa solid phase ay isang pare-parehong halaga at kasama sa rate constant, halimbawa, para sa proseso ng pagkasunog ng karbon C + O 2 = CO 2, ang batas ng mass action ay nakasulat:
υ = k ako const = k·,
saan k= k ako const.
Sa mga sistema kung saan ang isa o higit pang mga sangkap ay mga gas, ang rate ng reaksyon ay nakasalalay din sa presyon. Halimbawa, kapag ang hydrogen ay nakikipag-ugnayan sa iodine vapor H 2 + I 2 \u003d 2HI, ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay matutukoy ng expression:
υ = k··.
Kung ang presyon ay tumaas, halimbawa, 3 beses, kung gayon ang dami na inookupahan ng system ay bababa ng parehong halaga, at, dahil dito, ang konsentrasyon ng bawat isa sa mga tumutugon na sangkap ay tataas ng parehong halaga. Ang rate ng reaksyon sa kasong ito ay tataas ng 9 na beses
Pagdepende sa temperatura ng rate ng reaksyon ay inilarawan ng tuntunin ng van't Hoff: para sa bawat 10 degrees na pagtaas sa temperatura, ang rate ng reaksyon ay tumataas ng 2-4 na beses. Nangangahulugan ito na habang ang temperatura ay tumataas nang exponentially, ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay tumataas nang exponentially. Ang base sa progression formula ay koepisyent ng temperatura ng rate ng reaksyonγ, na nagpapakita kung gaano karaming beses ang rate ng isang ibinigay na reaksyon ay tumataas (o, ano ang pareho, ang rate constant) na may pagtaas sa temperatura ng 10 degrees. Sa matematika, ang panuntunan ng van't Hoff ay ipinahayag ng mga formula:
o 
kung saan at ang mga rate ng reaksyon, ayon sa pagkakabanggit, sa inisyal t 1 at pangwakas t 2 temperatura. Ang tuntunin ni Van't Hoff ay maaari ding ipahayag tulad ng sumusunod:
; 
; 
; 
,
kung saan at ay, ayon sa pagkakabanggit, ang rate at rate constant ng reaksyon sa isang temperatura t; at pareho ang mga halaga sa temperatura t +10n; n ay ang bilang ng "sampung-degree" na pagitan ( n =(t 2 –t 1)/10) kung saan nagbago ang temperatura (maaaring isang integer o fractional na numero, positibo o negatibo).
Mga halimbawa ng paglutas ng problema
Halimbawa 1 Paano magbabago ang rate ng reaksyon 2СО + О 2 = 2СО 2 sa isang saradong sisidlan kung doble ang presyon?
Desisyon:
Ang rate ng tinukoy na kemikal na reaksyon ay tinutukoy ng expression:
υ simulan = k· [CO] 2 · [O 2 ].
Ang pagtaas ng presyon ay humahantong sa isang pagtaas sa konsentrasyon ng parehong mga reagents sa pamamagitan ng isang kadahilanan ng 2. Sa pag-iisip na ito, muling isinulat namin ang ekspresyon para sa batas ng aksyong masa:
υ 1 = k 2 = k 2 2 [CO] 2 2 [O 2] \u003d 8 k[CO] 2 [O 2] \u003d 8 υ maaga
Sagot: Ang rate ng reaksyon ay tataas ng 8 beses.
Halimbawa 2 Kalkulahin kung gaano karaming beses tataas ang rate ng reaksyon kung ang temperatura ng system ay itinaas mula 20 °C hanggang 100 °C, kung ipagpalagay na ang halaga ng koepisyent ng temperatura ng rate ng reaksyon ay 3.
Desisyon:
Ang ratio ng mga rate ng reaksyon sa dalawang magkaibang temperatura ay nauugnay sa koepisyent ng temperatura at pagbabago ng temperatura ng formula:
Pagkalkula:
Sagot: Ang rate ng reaksyon ay tataas ng 6561 beses.
Halimbawa 3 Kapag pinag-aaralan ang homogenous na reaksyon A + 2B = 3D, natagpuan na sa loob ng 8 minuto ng reaksyon, ang halaga ng sangkap A sa reaktor ay bumaba mula 5.6 mol hanggang 4.4 mol. Ang dami ng mass ng reaksyon ay 56 l. Kalkulahin ang average na rate ng isang kemikal na reaksyon para sa pinag-aralan na tagal ng panahon para sa mga sangkap A, B at D.
Desisyon:
Ginagamit namin ang formula alinsunod sa kahulugan ng konsepto ng "average na rate ng isang kemikal na reaksyon" at pinapalitan ang mga numerical na halaga, pagkuha ng average na rate para sa reagent A:
Ito ay sumusunod mula sa equation ng reaksyon na, kumpara sa rate ng pagkawala ng substance A, ang rate ng pagkawala ng substance B ay dalawang beses na mas malaki, at ang rate ng pagtaas sa halaga ng produkto D ay tatlong beses na mas malaki. Kaya naman:
υ (A) = ½ υ (B)=⅓ υ (D)
at pagkatapos υ (B) = 2 υ (A) \u003d 2 2.68 10 -3 \u003d 6. 36 10 -3 mol l -1 min -1;
υ (D)=3 υ (A) = 3 2.68 10 -3 = 8.04 10 -3 mol l -1 min -1
Sagot: u(A) = 2.68 10 -3 mol l -1 min -1; υ (B) = 6.36 10–3 mol l–1 min–1; υ (D) = 8.04 10–3 mol l–1 min–1.
Halimbawa 4 Upang matukoy ang rate ng pare-pareho ng homogenous na reaksyon A + 2B → mga produkto, dalawang eksperimento ang isinagawa sa iba't ibang konsentrasyon ng sangkap B at ang rate ng reaksyon ay sinusukat.
Ang rate ng isang kemikal na reaksyon ay nauunawaan bilang isang pagbabago sa konsentrasyon ng isa sa mga tumutugon na sangkap sa bawat yunit ng oras na may pare-parehong dami ng system.
Karaniwan, ang konsentrasyon ay ipinahayag sa mol/L at oras sa mga segundo o minuto. Kung, halimbawa, ang paunang konsentrasyon ng isa sa mga reactant ay 1 mol / l, at pagkatapos ng 4 s mula sa simula ng reaksyon ay naging 0.6 mol / l, kung gayon ang average na rate ng reaksyon ay magiging katumbas ng (1-0.6) / 4 \u003d 0, 1 mol/(l*s).
Ang average na rate ng reaksyon ay kinakalkula ng formula:
Ang bilis ng isang kemikal na reaksyon ay nakasalalay sa:
Ang likas na katangian ng mga reactant.
Ang mga sangkap na may polar bond sa mga solusyon ay nakikipag-ugnayan nang mas mabilis, ito ay dahil sa ang katunayan na ang mga naturang sangkap sa mga solusyon ay bumubuo ng mga ion na madaling nakikipag-ugnayan sa isa't isa.
Ang mga sangkap na may non-polar at low-polar na covalent bond ay tumutugon sa iba't ibang bilis, depende ito sa kanilang aktibidad sa kemikal.
H 2 + F 2 = 2HF (napupunta nang napakabilis sa isang pagsabog sa temperatura ng silid)
H 2 + Br 2 \u003d 2HBr (mabagal, kahit na pinainit)
Mga halaga ng contact sa ibabaw ng mga reactant (para sa heterogenous)
Mga konsentrasyon ng reactant
Ang rate ng reaksyon ay direktang proporsyonal sa produkto ng mga konsentrasyon ng mga reactant na itinaas sa kapangyarihan ng kanilang mga stoichiometric coefficient.
Mga temperatura
Ang pag-asa ng rate ng reaksyon sa temperatura ay tinutukoy ng panuntunan ng van't Hoff:
na may pagtaas ng temperatura para sa bawat 10 0 ang rate ng karamihan sa mga reaksyon ay tumataas ng 2-4 na beses.
Ang pagkakaroon ng isang katalista
Ang mga katalista ay mga sangkap na nagbabago sa bilis ng mga reaksiyong kemikal.
Ang pagbabago sa rate ng isang reaksyon sa pagkakaroon ng isang katalista ay tinatawag catalysis.
Presyon
Sa pagtaas ng presyon, tumataas ang rate ng reaksyon (para sa homogenous)
Tanong numero 26. Batas ng mass action. Patuloy ang bilis. Pag-activate ng enerhiya.
Batas ng mass action.
ang bilis ng reaksyon ng mga sangkap sa isa't isa ay depende sa kanilang konsentrasyon
Patuloy ang bilis.
koepisyent ng proporsyonalidad sa kinetic equation ng isang kemikal na reaksyon, na nagpapahayag ng pag-asa ng rate ng reaksyon sa konsentrasyon
Ang rate na pare-pareho ay depende sa likas na katangian ng mga reactant at sa temperatura, ngunit hindi nakasalalay sa kanilang mga konsentrasyon.
Pag-activate ng enerhiya.
ang enerhiya na dapat ibigay sa mga molekula (mga partikulo) ng mga tumutugon na sangkap upang gawing aktibo ang mga ito
Ang enerhiya ng pag-activate ay nakasalalay sa likas na katangian ng mga reactant at mga pagbabago sa pagkakaroon ng isang katalista.
Ang pagtaas ng konsentrasyon ay nagdaragdag sa kabuuang bilang ng mga molekula, at, nang naaayon, ang mga aktibong particle.
Tanong numero 27. Mababalik at hindi maibabalik na mga reaksyon. Equilibrium ng kemikal, pare-pareho ang balanse. Prinsipyo ni Le Chatelier.
Ang mga reaksyon na nagpapatuloy lamang sa isang direksyon at nagtatapos sa kumpletong pagbabagong-anyo ng mga panimulang materyales sa mga huling ay tinatawag na hindi maibabalik.
Ang mga nababalikang reaksyon ay yaong sabay na nagpapatuloy sa dalawang magkasalungat na direksyon.
Sa mga equation ng reversible reactions, dalawang arrow na tumuturo sa magkasalungat na direksyon ay inilalagay sa pagitan ng kaliwa at kanang bahagi. Ang isang halimbawa ng naturang reaksyon ay ang synthesis ng ammonia mula sa hydrogen at nitrogen:
3H 2 + N 2 \u003d 2NH 3
Hindi maibabalik ang mga ganitong reaksyon, sa panahon kung saan:
Ang mga resultang produkto ay namuo, o inilalabas bilang isang gas, halimbawa:
BaCl 2 + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 + 2HCl
Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + CO 2 + H 2 O
Pagbuo ng tubig:
HCl + NaOH = H 2 O + NaCl
Ang mga nababalikang reaksyon ay hindi umabot sa dulo at nagtatapos sa pagtatatag ekwilibriyo ng kemikal.
Ang equilibrium ng kemikal ay ang estado ng isang sistema ng mga tumutugon na sangkap kung saan ang mga rate ng pasulong at pabalik na mga reaksyon ay pantay.
Ang estado ng chemical equilibrium ay naiimpluwensyahan ng konsentrasyon ng mga tumutugon na sangkap, temperatura, at para sa mga gas - presyon. Kapag nagbago ang isa sa mga parameter na ito, naaabala ang ekwilibriyong kemikal.
Ekwilibriyong pare-pareho.
Ang pinakamahalagang parameter na nagpapakilala sa isang reversible chemical reaction ay ang equilibrium constant K. Kung isusulat natin para sa itinuturing na reversible reaction A + D C + D ang kondisyon ng pagkakapantay-pantay ng mga rate ng forward at reverse reactions sa equilibrium state - k1[A] equal [B]equal = k2[C]equal[ D] equals, kung saan ang [C] equals [D] equals / [A] equals [B] equals = k1/k2 = K, kung gayon ang value ng K ay tinatawag na equilibrium pare-pareho ng isang kemikal na reaksyon.
Kaya, sa equilibrium, ang ratio ng konsentrasyon ng mga produkto ng reaksyon sa produkto ng konsentrasyon ng mga reactant ay pare-pareho kung ang temperatura ay pare-pareho (ang rate constants k1 at k2 at, dahil dito, ang equilibrium constant K ay nakasalalay sa temperatura, ngunit hindi depende sa konsentrasyon ng mga reactant). Kung ang ilang mga molekula ng mga panimulang sangkap ay lumahok sa reaksyon at maraming mga molekula ng produkto (o mga produkto) ang nabuo, ang mga konsentrasyon ng mga sangkap sa expression para sa equilibrium constant ay itataas sa mga kapangyarihan na tumutugma sa kanilang mga stoichiometric coefficient. Kaya para sa reaksyong 3H2 + N2 2NH3, ang expression para sa equilibrium constant ay nakasulat bilang K = 2 equal / 3 equal. Ang inilarawang paraan ng pagkuha ng equilibrium constant, batay sa mga rate ng pasulong at baligtad na mga reaksyon, ay hindi maaaring gamitin sa pangkalahatang kaso, dahil para sa mga kumplikadong reaksyon ang dependence ng rate sa konsentrasyon ay karaniwang hindi ipinahayag ng isang simpleng equation o hindi alam. sa lahat. Gayunpaman, sa thermodynamics ito ay pinatunayan na ang pangwakas na formula para sa equilibrium constant ay lumalabas na tama.
Para sa mga gaseous compound, sa halip na mga konsentrasyon, ang presyon ay maaaring gamitin kapag isinusulat ang equilibrium constant; Malinaw, ang numerical na halaga ng pare-pareho ay maaaring magbago sa kasong ito kung ang bilang ng mga gas na molekula sa kanan at kaliwang bahagi ng equation ay hindi pareho.
Prinsipyo ng Le Chatelier.
Kung ang isang panlabas na impluwensya ay ginawa sa isang sistema sa ekwilibriyo, kung gayon ang ekwilibriyo ay inililipat sa direksyon ng reaksyon na sumasalungat sa impluwensyang ito.
Ang balanse ng kemikal ay apektado ng:
Pagbabago ng temperatura. Habang tumataas ang temperatura, lumilipat ang ekwilibriyo patungo sa isang endothermic na reaksyon. Habang bumababa ang temperatura, lumilipat ang equilibrium patungo sa isang exothermic na reaksyon.
Pagbabago sa presyon. Habang tumataas ang presyon, nagbabago ang balanse sa direksyon ng pagbaba ng bilang ng mga molekula. Habang bumababa ang presyon, nagbabago ang balanse sa direksyon ng pagtaas ng bilang ng mga molekula.
