Mekanismene for kjemiske transformasjoner og deres hastigheter studeres av kjemisk kinetikk. Kjemiske prosesser skjer over tid med ulik hastighet. Noen skjer raskt, nesten umiddelbart, mens andre bruker veldig lang tid på å oppstå.
Reaksjonshastighet- hastigheten som reagenser forbrukes med (konsentrasjonen reduseres) eller reaksjonsprodukter dannes per volumenhet.
Faktorer som kan påvirke hastigheten på en kjemisk reaksjon
Følgende faktorer kan påvirke hvor raskt en kjemisk reaksjon skjer:
- konsentrasjon av stoffer;
- arten av reagenser;
- temperatur;
- nærvær av en katalysator;
- trykk (for reaksjoner i et gassmiljø).
Ved å endre visse forhold i en kjemisk prosess kan du således påvirke hvor raskt prosessen vil gå.
I prosessen med kjemisk interaksjon kolliderer partikler av reagerende stoffer med hverandre. Antall slike tilfeldigheter er proporsjonalt med antall partikler av stoffer i volumet av den reagerende blanding, og derfor proporsjonal med molare konsentrasjoner av reagensene.
Lov om masseaksjon beskriver reaksjonshastighetens avhengighet av molare konsentrasjoner av stoffene som interagerer.
For en elementær reaksjon (A + B → ...) uttrykkes denne loven med formelen:
υ = k ∙С A ∙С B,
hvor k er hastighetskonstanten; C A og C B er de molare konsentrasjonene av reagensene A og B.
Hvis et av de reagerende stoffene er i fast tilstand, skjer interaksjonen ved grensesnittet, derfor er konsentrasjonen av det faste stoffet ikke inkludert i ligningen for den kinetiske loven for massevirkning. For å forstå den fysiske betydningen av hastighetskonstanten er det nødvendig å ta C, A og C B lik 1. Da blir det klart at hastighetskonstanten er lik reaksjonshastigheten ved reaktantkonsentrasjoner lik enhet.
Arten av reagensene
Siden de kjemiske bindingene til de reagerende stoffene under interaksjonen blir ødelagt og nye bindinger av reaksjonsproduktene dannes, vil arten av bindingene som er involvert i reaksjonen av forbindelsene og strukturen til molekylene til de reagerende stoffene spille en stor rolle .
Kontaktoverflate av reagenser
En slik karakteristikk som kontaktoverflaten til faste reagenser påvirker reaksjonsforløpet, noen ganger ganske betydelig. Å male et fast stoff lar deg øke kontaktflaten til reagensene, og dermed fremskynde prosessen. Kontaktområdet til løselige stoffer økes lett ved å løse opp stoffet.
Reaksjonstemperatur
Når temperaturen øker, vil energien til kolliderende partikler øke, det er åpenbart at med økende temperatur vil selve den kjemiske prosessen akselerere. Et tydelig eksempel på hvordan en temperaturøkning påvirker prosessen med interaksjon av stoffer kan betraktes som dataene gitt i tabellen.
Tabell 1. Effekt av temperaturendringer på vanndannelseshastigheten (O 2 +2H 2 →2H 2 O)
For å kvantitativt beskrive hvordan temperatur kan påvirke hastigheten for interaksjon av stoffer, brukes Van't Hoff-regelen. Van't Hoffs regel er at når temperaturen øker med 10 grader, skjer det en akselerasjon med 2-4 ganger.
Den matematiske formelen som beskriver van't Hoffs regel er som følger:
Hvor γ er temperaturkoeffisienten for hastigheten til den kjemiske reaksjonen (γ = 2−4).
Men Arrhenius-ligningen beskriver temperaturavhengigheten til hastighetskonstanten mye mer nøyaktig:
Der R er den universelle gasskonstanten, er A en multiplikator bestemt av typen reaksjon, E, A er aktiveringsenergien.
Aktiveringsenergi er energien som et molekyl må tilegne seg for at en kjemisk transformasjon skal skje. Det vil si at det er en slags energibarriere som molekyler som kolliderer i reaksjonsvolumet må overvinnes for å omfordele bindinger.
Aktiveringsenergien er ikke avhengig av ytre faktorer, men av stoffets natur. Aktiveringsenergiverdien på opptil 40 - 50 kJ/mol lar stoffer reagere med hverandre ganske aktivt. Hvis aktiveringsenergien overstiger 120 kJ/mol, da vil stoffene (ved vanlige temperaturer) reagere veldig sakte. En endring i temperaturen fører til en endring i antall aktive molekyler, det vil si molekyler som har nådd en energi som er større enn aktiveringsenergien, og derfor er i stand til kjemiske transformasjoner.
Katalysatorhandling
En katalysator er et stoff som kan fremskynde en prosess, men som ikke er en del av produktene. Katalyse (akselerasjon av en kjemisk transformasjon) er delt inn i homogen og heterogen. Hvis reagensene og katalysatoren er i samme aggregeringstilstand, kalles katalysen homogen hvis den er i forskjellige tilstander, så er den heterogen. Virkningsmekanismene til katalysatorer er varierte og ganske komplekse. I tillegg er det verdt å merke seg at katalysatorer er preget av virkningsselektivitet. Det vil si at den samme katalysatoren, mens den akselererer en reaksjon, kanskje ikke endrer hastigheten til en annen.
Trykk
Hvis gassformige stoffer er involvert i transformasjonen, vil hastigheten på prosessen bli påvirket av endringer i trykket i systemet . Dette skjer pga at for gassformige reagenser fører en endring i trykk til en endring i konsentrasjon.
Eksperimentell bestemmelse av hastigheten på en kjemisk reaksjon
Hastigheten til en kjemisk transformasjon kan bestemmes eksperimentelt ved å skaffe data om hvordan konsentrasjonen av stoffer som kommer inn i reaksjonen eller produktene endres per tidsenhet. Metoder for å innhente slike data er delt inn i
- kjemisk,
- fysisk-kjemisk.
Kjemiske metoder er ganske enkle, tilgjengelige og nøyaktige. Med deres hjelp bestemmes hastigheten ved direkte å måle konsentrasjonen eller mengden av stoffet til reaktantene eller produktene. Ved en langsom reaksjon tas det prøver for å overvåke hvordan reagenset forbrukes. Deretter bestemmes innholdet av reagenset i prøven. Ved å ta prøver med jevne mellomrom er det mulig å få data om endringer i mengden av et stoff under interaksjonsprosessen. De mest brukte analysetypene er titrimetri og gravimetri.
Hvis reaksjonen går raskt, må den stoppes for å ta en prøve. Dette kan gjøres ved hjelp av kjøling, brå fjerning av katalysatoren, er det også mulig å fortynne eller overføre en av reagensene til en ikke-reaktiv tilstand.
Metoder for fysisk-kjemisk analyse i moderne eksperimentell kinetikk brukes oftere enn kjemiske. Med deres hjelp kan du observere endringer i konsentrasjonene av stoffer i sanntid. I dette tilfellet er det ikke nødvendig å stoppe reaksjonen og ta prøver.
Fysiokjemiske metoder er basert på måling av en fysisk egenskap som avhenger av det kvantitative innholdet av en bestemt forbindelse i systemet og endres over tid. For eksempel, hvis gasser er involvert i en reaksjon, kan trykk være en slik egenskap. Elektrisk ledningsevne, brytningsindeks og absorpsjonsspektra for stoffer måles også.
Hastigheten av kjemiske reaksjoner er antall elementære handlinger av kjemiske transformasjoner som fører til dannelse av reaksjonsprodukter per tidsenhet per volumenhet eller per enhet overflate.
Siden antall elementære handlinger ikke kan telles, måles hastigheten ved å bestemme endringen i konsentrasjonen av reaktanter eller reaksjonsprodukter per tidsenhet:
, 
I enhver reaksjon forbrukes reaktanter og den bremser ned. Se figur 3.9.1.
Ris. 3.9.1. Endring i reaksjonshastighet over tid.
V – reaksjonshastighet, C – konsentrasjon A, B.
Derfor kan vi bare snakke om hastighet på et gitt tidspunkt. Hastigheten avhenger av konsentrasjonen av de reagerende stoffene.
Hva annet avhenger det av? Fra arten av reaktantene, temperatur, malingsgrad av reagenser for heterogene reaksjoner (overflate), katalysator og form på karet, etc.
La oss vurdere avhengigheten av v av konsentrasjon. Anta at vi har reaksjonen A+ B+ 2D= F+ L. Vi må finne hastighetens avhengighet av konsentrasjonen av reagensene v= f(C A, C B, C D) = ?
La oss måle hastigheten ved alle konsentrasjoner, og deretter doble CA og måle hastigheten på nytt. La det doble. Dette betyr at v er proporsjonal med CA til første potens. La oss doble C B. La oss anta at dette ikke påvirket hastigheten - en helt realistisk situasjon. Hvis NO 2 løses i vann for å produsere salpetersyre, så er det åpenbart at reaksjonshastigheten ikke vil avhenge av vannmengden. I dette tilfellet kan vi si at v avhenger av C B til nullgraden. Anta at vi nå har oppdaget at hastigheten avhenger av C D som C D 2. Da vil den generelle reaksjonshastighetsligningen skrives som v= kC A C B 0 C D 2.
Dette uttrykket kalles reaksjonens kinetiske ligning; k er reaksjonshastighetskonstanten (numerisk lik hastigheten ved reagenskonsentrasjoner lik enhet). Eksponentene ved konsentrasjoner i den kinetiske ligningen kalles reaksjonsordre for et gitt stoff, og summen deres kalles den overordnede reaksjonsrekkefølgen.
Reaksjonsrekkefølgen bestemmes eksperimentelt og ikke ved støkiometriske koeffisienter. Det er svært få reaksjoner der rekkefølgen sammenfaller med summen av de støkiometriske koeffisientene.
N 2 O 5 = 2NO 2 + 1/2O 2 v = kC(N 2 O 5) p-1 orden
(H 2)+(J 2)=2(HJ) v=kC(H 2)C(J 2) rekkefølge 2
men (H 2) + (Br 2) = 2(HBr) v=kC(H 2)C(Br 2) 1/2
(Cl 2) + 2(NO) = 2(NOCl) v=kC(Cl 2)C(NO) 2. orden.
Med andre ord kan rekkefølgen være brøkdel. La oss se på hvorfor nedenfor.
Reaksjoner går vanligvis i etapper, siden det er umulig å forestille seg et stort antall molekyler som kolliderer samtidig.
La oss anta at noen reaksjon
går i to etapper
A+ B= AB og AB+ B= C+ D,
så, hvis den første reaksjonen fortsetter sakte, og den andre raskt, bestemmes hastigheten av det første trinnet (inntil det går, kan det andre ikke fortsette), dvs. akkumulering av AB-partikler. Så v=kC A C B .
Reaksjonshastigheten bestemmes av det langsomste trinnet. Derav forskjellene mellom reaksjonsrekkefølge og støkiometriske koeffisienter. For eksempel nedbrytningsreaksjonen av hydrogenperoksid
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2
er en første ordens reaksjon, fordi det er begrenset av det første trinnet H 2 O 2 = H 2 O+ O, og det andre trinnet O + O = O 2 skjer veldig raskt.
Det er kanskje ikke det første, men det andre eller andre stadiet som er tregest, og da får vi noen ganger en brøkrekkefølge, som uttrykker konsentrasjonene av mellomprodukter i form av konsentrasjonene av de opprinnelige stoffene.
Når temperaturen øker, øker bevegelseshastigheten til partikler, og derfor frekvensen av deres kollisjoner. Derfor øker reaksjonshastigheten med temperaturen. Det er et empirisk mønster, utledet av Van't Hoff, at med en temperaturøkning med 10 o øker hastigheten 2-4 ganger.
Reaksjoner skjer i etapper. Det er usannsynlig at i reaksjonen av ammoniakkdannelse vil N 2 + 3H 2 = 2NH 3 4 molekyler, og av ønsket type, samtidig kollidere på ett punkt i rommet.
Antall partikler som deltar i en elementær handling av kjemisk transformasjon kalles molekylæritet reaksjoner.
Reaksjoner kan være mono-, bi- og trimolekylære.
Monomolekylær– dekomponeringsreaksjoner og intramolekylære omorganiseringer.
Bimolekylær– 2NO 2 = N 2 O 4
Trimolekylær(sjelden) - 2NO+ O 2 = 2NO 2.
I disse eksemplene er rekkefølge og molekylæritet det samme, men de er ofte forskjellige.
Det er to kriterier for muligheten for spontan forekomst av en kjemisk prosess - en endring i entalpi DH, som reflekterer en viss rekkefølge av systemet, og en endring i entropi DS, som reflekterer den motsatte tendensen til et tilfeldig arrangement av partikler. Hvis DS = 0, vil drivkraften til prosessen være systemets ønske om å minimere intern energi, det vil si at prosesskriteriet er en reduksjon i entalpi (DN<0).
Hvis DH=0, er kriteriet for spontan forekomst av prosessen DS>0.
Hvordan påvirker verdiene til entalpi- og entropifaktorene prosessens forløp.
1) Eksoterm reaksjon, DH<0.
a) DS>0, så for enhver T vil DG være mindre enn null og prosessen fortsetter alltid, og til slutten.
b) DS<0, в этом случае все будет зависеть от соотношения абсолютных значений энтальпийного и энтропийного фактора,
DG<0 - реакция идет
DG>0 - ingen reaksjon
Eksoterme reaksjoner, ledsaget av en reduksjon i entropi, forekommer ved lave temperaturer en økning i T fremmer forekomsten av den omvendte reaksjonen (Le Chateliers prinsipp).
2) Endoterm reaksjon DH>0.
a) DS>0, reaksjonen er bare mulig hvis |TDS|>|DH|, deretter DG<0, т.е при высоких температурах, если же
b) DS<0, то DG>0 ved enhver temperatur og prosessen kan ikke fortsette spontant.
Eksempel - oksidasjonsreaksjonen av glukose til CO 2 og H 2 O
6(O 2) ®6(CO 2) + 6H 2 O DН= - 2810 kJ
I dette tilfellet øker åpenbart entropien. Følgelig kan den omvendte prosessen i prinsippet ikke foregå spontant. For dens forekomst kreves energi fra utsiden (fotosyntese).
Det skal bemerkes at i spørsmålet om muligheten for at en prosess kan skje, er det termodynamiske kriteriet den ultimate sannheten. Hvis DG>0, vil ingen katalysatorer hjelpe til med å gjennomføre prosessen. Med DG<0 процесс может быть заморожен.
- Geokjemi av naturlige og teknogene landskap
- DIDAKTISK PLAN
- LITTERATUR
- Vannforurensningsvurdering
- Biokjemisk og kjemisk oksygenbehov
- Analytisk bestemmelse av BOD og COD
- Uorganiske stoffer i vann. Ioner som kommer fra gjødsel og salter som brukes til snøsmelting og iskontroll. Syreutslipp. Tungmetallioner. Grunnleggende kjemiske reaksjoner i hydrosfæren
- Metoder for vannrensing: fysiske, kjemiske og biologiske. Grunnleggende prinsipper og maskinvaredesign. Rensing av drikkevann: vannbehandlingsprosesser og de kjemiske reaksjonene som ligger til grunn for dem. Vannstandarder
- Jordforurensning. Kjemiske effekter av syreforurensning
- Metallers rolle i levende natur
- Nødvendighet og toksisitet av metallioner
- Sammenheng mellom krav og toksisitet av metaller i økosystemer
- Potensielt farlige spormetaller i atmosfæren, hydrosfæren og litosfæren
- Global transport av spormengder av potensielt farlige metaller
- Mikroelementer. Mottak og absorpsjon av metaller i kroppen
- Molekylær basis for metalltoksisitet. Toksisitetsserie
- Miljøfaktorer som påvirker toksisitet
- Toleranse av organismer til metaller. Kreftfremkallende egenskaper av metallioner. Måter metaller påvirker kroppen på
- Tungmetallioner i naturlig vann. Former for eksistens av metaller i akvatiske økosystemer, avhengighet av toksisitet på form. Sekundær vanntoksisitet
- Atmosfærens struktur
- Fordeling av temperatur, trykk og andre parametere over høyden
- Årsaker til dannelsen av karakteristiske lag i atmosfæren (barometrisk formel, konveksjon, kosmisk stråling). Betydningen av lag for mennesker
- Ionosfære
- Endring i kjemisk sammensetning med høyde (inkonsistens med barometrisk formel)
- Betraktning av atmosfæren som et system (åpent, lukket, isolert). Termodynamisk tilnærming (N2O). Tordenvær
- Kinetisk tilnærming
- Grunnleggende kjemiske reaksjoner i atmosfæren og troposfæren
- Elementer av kjemisk kinetikk (reaksjonsrekkefølge, molekylæritet, hastighetsavhengighet av trykk)
- Ozonlaget
- Destruktiv effekt av halogener, freoner, etc.
- Karakteristisk kjemisk sammensetning av atmosfæriske utslipp
- Kjemiske transformasjoner av forurensninger
- Mulighet for selvrensing av atmosfæren
- Grenser for biosfæren, sammensetning og masse av levende materie
- Clarks og geokjemiske funksjoner av levende materie, biogeokjemiske prosesser som en geologisk faktor
- Organisk materiale, syntese- og nedbrytningsprosesser
- Autotrofe og heterotrofe organismer
- Sulfatreduksjon og metandannelse
- Levealder og fotosyntetisk alder
En økning i trykket i systemet med 3 ganger tilsvarer en reduksjon i volumet av systemet med 3 ganger. I dette tilfellet vil konsentrasjonen av reaktanter øke 3 ganger. I henhold til massehandlingsloven er den første reaksjonshastigheten:
Etter å ha økt trykket med 3 ganger, vil konsentrasjonene av NO og O 2 øke med 3 ganger, og reaksjonshastigheten vil trykket være lik:
Forholdet mellom den endelige hastigheten for reaksjonstrykket og den initiale reaksjonshastighetstrykk viser hvordan reaksjonshastigheten vil endre seg etter en trykkendring.
Derfor får vi reaksjonshastighetstrykk:
Svare:
reaksjonshastigheten vil øke 27 ganger.
- For det første: 2NO + O2 = 2NO2, og ikke det du skrev.
Trykk påvirker i stor grad hastigheten på reaksjoner som involverer gasser fordi det direkte bestemmer konsentrasjonene deres.
I følge Le Chateliers prinsipp forskyver en økning i trykk (for gasser) likevekten mot en reaksjon som fører til en reduksjon i volum (dvs. til dannelse av færre molekyler), dette betyr at i vårt tilfelle vil hastigheten til den DIREKTE reaksjonen øke.Hastigheten av kjemiske reaksjoner som skjer i et homogent medium ved en konstant temperatur er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av de reagerende stoffene hevet til kraften til deres støkiometriske koeffisienter.
Før trykket endres, er reaksjonen beskrevet av den kinetiske ligningen:
V1 = k *2 · ;
Når trykket øker med 4 ganger, vil konsentrasjonene av reagensene øke med 4 ganger. Etter å ha økt trykket med 4 ganger, beskrives reaksjonen med den kinetiske ligningen:
V2 = k (4)*2 · 4= 64 k *2 · ;
Finn endringen i reaksjonshastigheten ved P2=4P1:
V2 / V1 = 64Hastigheten vil øke med 64 ganger.
- V1=k*C(N2)*C(H2)^3
2/ V2=k*C(N2)*(xC(H2))^3, hvor x er et tall som indikerer hvor mange ganger hydrogenkonsentrasjonen må økes
3. V2/V1=100, hvorfra x^3=100, x=4,65
svar: hydrogenkonsentrasjonen må økes med 4,65 ganger - Reaksjonshastigheten N2+ 3H2 = 2NH3 beregnes med formelen: v = K**^3,
hvor konsentrasjonene av reaktantene er i en grad lik koeffisientene i ligningen. Dette betyr at vi må heve den til 3. potens:
2^3 = 8 vil hastigheten øke med det mange ganger - øke trykket 3 ganger hastighet enkelt reaksjoner 2NO+O2=2NO2 vil øke 1) 3 ganger 2) 9 ganger... 4) 18 ganger 2. Temperaturkoeffisient reaksjoner lik 2. ved oppvarming fra 20 grader til 50 hastighet reaksjonerøker 1) 2 ganger 2) 4 ganger 3) 6 ganger 4) 8 ganger 3. trykkendring påvirker hastigheten kjemisk reaksjon 1) mellom... og kaliumhydroksid 4. refererer til katalytiske prosesser reaksjon mellom 1) natrium og vann 2) buten-1 og vann... og vann 4) kobberoksid (2) og hydrogen 5. hastighet reaksjoner sink med en løsning av svovelsyre er ikke avhengig av... strømmer reaksjon 1)Ag+Cl 2)Fe+O2 3)N2+O2 4)Cl2+Fe 9. ved oppvarming for hver 10. graders hastighet
- aA + bB = cC + dD
I denne ligningen indikerer små bokstaver støkiometriske koeffisienter, og store bokstaver indikerer formler for stoffer. For dette generelle tilfellet er hastigheten på fremreaksjonen gitt av følgende ligning:
Vpr = k1()
b) K= /(* )
c) I teorien er det ingenting å skrive, for det er ingen gassformige stoffer i systemet.
d)K=Skille mellom gjennomsnittshastighet
hvor Δс=с 2 -с 1 – endring i konsentrasjonen av et stoff over en tidsperiode Δτ=τ 2 -τ 1. (+)-tegnet betyr at et stoff er dannet, og (–)-tegnet betyr at stoffet forbrukes under reaksjonen.
Den sanne (øyeblikkelige) reaksjonshastigheten bestemmes av forholdet
der dc er en uendelig endring i konsentrasjonen av et stoff over en uendelig liten tidsperiode dτ.
Hovedfaktorene som bestemmer hastigheten på en reaksjon er reaktantenes natur, konsentrasjon, temperatur og katalysator. Hastigheten av reaksjoner som involverer gassformige reagenser avhenger også av trykket.
Avhengighet av reaksjonshastighet på konsentrasjon. Alle kjemiske reaksjoner kan deles inn i homogen Og heterogen. TIL homogen reaksjoner inkluderer reaksjoner som oppstår mellom stoffer som er i samme aggregeringstilstand hvis det ikke er noen grensesnitt mellom dem. Homogene reaksjoner inkluderer reaksjoner mellom gasser, uendelig blandbare væsker og flytende løsninger. Homogene reaksjoner skjer i volum, dvs. det er de mest gunstige betingelsene for kontakt mellom molekyler av reagerende stoffer.
Reaksjoner mellom stoffer i ulike aggregeringstilstander eller i samme aggregeringstilstand, men atskilt med grensesnitt, refererer til heterogen reaksjoner. Disse inkluderer for eksempel reaksjoner mellom en gass og en væske, to ublandbare væsker og mekaniske blandinger av faste stoffer. I heterogene reaksjoner skjer den kjemiske prosessen bare ved grenseflatene til de reagerende fasene.
Avhengigheten av hastigheten til en homogen reaksjon på konsentrasjonen bestemmes lov om masseaksjon (Guldberg og Waages lov, lov om masseaksjon): hastigheten på en kjemisk reaksjon er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av de reagerende stoffene i potenser av deres støkiometriske koeffisienter.
For en reversibel homogen kjemisk reaksjon, skrevet i generell form,
(4.3)hastigheten på fremoverreaksjonen
omvendt reaksjonshastighet
Hvor
– konsentrasjoner av reaktanter, mol/l; a, b, d, e – støkiometriske koeffisienter, eller reaksjonsrekkefølge etter reaktant A, B, D eller E; k 1 og k 2 er hastighetskonstanter for kjemiske reaksjoner.Hastighetskonstanten for en kjemisk reaksjon k avhenger av temperaturen og naturen til reaktantene, men avhenger ikke av deres konsentrasjon. Hvis konsentrasjonene av reaktantene er lik enhet, er hastighetskonstanten numerisk lik hastigheten på den kjemiske reaksjonen.
Ligninger (4.4) og (4.5) kalles kinetiske ligninger for kjemiske reaksjoner.
Hastigheten av heterogene reaksjoner avhenger ikke av volumkonsentrasjonen til reaktantene, fordi reaksjonen skjer bare ved grensesnittet. Jo høyere grad av sliping av stoffer, jo større overflate og jo høyere reaksjonshastighet. Hastigheten av heterogene reaksjoner avhenger også av tilførselshastigheten av reaktanter til fasegrensesnittet og av hastigheten for fjerning av reaksjonsprodukter. Derfor akselererer omrøring av reaksjonsblandingen fremdriften av den heterogene reaksjonen.
Konsentrasjoner av gassformige stoffer kan uttrykkes i form av partialtrykk. Partialtrykket til en gass i en blanding er lik trykket som gassen ville produsert hvis den okkuperte volumet av hele blandingen under de samme forholdene.
Partialtrykket til den i-te komponenten i gassblandingen () kan beregnes ved hjelp av formelen
hvor er det totale trykket til blandingen; x i – volum eller molfraksjon av den i-te komponenten i blandingen.
Det totale trykket til gassblandingen er lik summen av partialtrykket til komponentene:
For direkte reaksjon (4.3), hvis stoffene A og B er i gassform, vil uttrykket for reaksjonshastigheten skrives som følger:
hvor er partialtrykket til stoffene A og B.
Når det totale trykket endres med n ganger, endres partialtrykket til hver komponent med samme mengde og reaksjonshastigheten endres tilsvarende. Eksempel 4.1.
Skriv uttrykk for loven om massehandling for reaksjoner:
a) 2NO (g) + Cl2 (g)® 2NOCI (g);
b) CaCO3 (k)® CaO (k) + CO2 (g). Løsning.
a) for direkte reaksjon og for omvendt reaksjon – ;
b) direkte reaksjon: kalsiumkarbonat er et fast stoff, hvis tilstedeværelse ikke påvirker reaksjonshastigheten, det ønskede uttrykket vil ha formen , dvs. i dette tilfellet er reaksjonshastigheten ved en viss temperatur konstant; tilbakemelding: . Eksempel 4.2.
b) CaCO3 (k)® CaO (k) + CO2 (g). Hvor mange ganger bør konsentrasjonen av karbonmonoksid (II) i systemet CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO 2 (g) + + H 2 (g) økes slik at hastigheten på den direkte reaksjonen øker 5 ganger?
La oss skrive uttrykket for hastigheten på fremreaksjonen:
La startkonsentrasjonen av CO være , og sluttkonsentrasjonen være . La oss skrive ned forholdet mellom hastighetene til den direkte reaksjonen:, hvorav det følger at , dvs.
For å øke hastigheten på den direkte reaksjonen med 5 ganger, bør konsentrasjonen av CO økes med 5 ganger. Eksempel 4.3.
b) CaCO3 (k)® CaO (k) + CO2 (g). Bestem hvordan hastigheten på den direkte reaksjonen 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 vil endres hvis det totale trykket i systemet økes med 4 ganger.
En økning i trykket i systemet med 4 ganger vil føre til en reduksjon i volumet av systemet med 4 ganger, og konsentrasjonene av reagerende stoffer vil øke med 4 ganger.
I henhold til massehandlingsloven er starthastigheten for foroverreaksjonen
Etter å ha økt trykket
Etter å ha økt trykket med 4 ganger, økte reaksjonshastigheten 64 ganger.
rekkefølgen er a+b, og for omvendt er den d+e. Denne verdien karakteriserer typen av avhengighet av reaksjonshastigheten på konsentrasjon. Rekkefølgen av en reaksjon kan vanligvis ikke bestemmes teoretisk fra formen til en kjemisk ligning. Dette skyldes at de aller fleste reaksjoner er komplekse, d.v.s. de går gjennom en rekke mellomstadier (den sanne reaksjonsmekanismen), som oftest er ukjente. Rekkefølgen til hvert av de mellomliggende trinnene kan avvike fra reaksjonsrekkefølgen bestemt fra ligningen (formell reaksjonsrekkefølge), fordi i ligningen er vanligvis bare utgangsmaterialene og sluttproduktene av reaksjonen gitt (total eller global mekanisme).
Av denne grunn bestemmes den sanne rekkefølgen av en kjemisk reaksjon og reaksjonsrekkefølgen for hver reaktant eksperimentelt. Den sanne rekkefølgen av en reaksjon, i motsetning til den formelle rekkefølgen, kan enten være heltall eller brøk og til og med null. Reaksjoner med en ordre større enn tre er ukjent.
Molekulæriteten til reaksjonen. Antallet molekyler eller andre formelenheter som deltar i den elementære handlingen av kjemisk transformasjon kalles reaksjonens molekylære.
Den formelle molekylæriteten til en reaksjon, bestemt fra ligningen av en kjemisk reaksjon som summen av de støkiometriske koeffisientene, skiller seg vanligvis fra den sanne molekylæriteten funnet eksperimentelt. Årsakene er de samme som i tilfellet med forskjellen mellom den sanne og formelle rekkefølgen av reaksjoner.
La oss gi flere eksempler på enkle reaksjoner hvis mekanismer sammenfaller med reaksjonsligningene.
1) Monomolekylære reaksjoner. Disse inkluderer vanligvis dissosiasjons- og isomeriseringsreaksjoner:
O 3 → O 2 + O
cyklopropanpropen
2) Dimolekylære reaksjoner:
I 2 + H 2 ↔ 2HI.
3) Trimolekylære reaksjoner:
2NO + O2 = 2N02;
2NO + Br2 = 2NOBr.
De fleste elementære reaksjoner er knyttet til mono- og dimolekylære interaksjoner. Trimolekylære reaksjoner er sjeldne. Reaksjoner med høyere molekylæritet er ukjente, pga sannsynligheten for en samtidig kollisjon av fire eller flere partikler, ledsaget av en kjemisk transformasjon, er ekstremt liten.
Avhengighet av reaksjonshastighet på temperatur. For de fleste reaksjoner er Van't Hoffs regel sann: En økning i temperaturen med 10K øker hastigheten på de fleste reaksjoner med 2–4 ganger:
hvor og er reaksjonshastighetene ved T 1 og T 2; γ – termisk koeffisient for kjemisk reaksjonshastighet, .
En økning i reaksjonshastigheten er forårsaket av en økning i reaksjonshastighetskonstanten, derfor kan formel (4.9.) også skrives i formen
,
(4.10)hvor og er reaksjonshastighetskonstantene ved T 1 og T 2.
Eksempel 4.4. Temperaturkoeffisienten for reaksjonshastigheten er 2,8. Hvor mange ganger vil reaksjonshastigheten øke når temperaturen øker fra 20 til 75°C?
b) CaCO3 (k)® CaO (k) + CO2 (g). La oss erstatte dataene med uttrykket til Van't Hoffs regel (3.9):
Følgelig økte reaksjonshastigheten 287 ganger.
Eksempel 4.5. Ved en temperatur på 80 °C avsluttes reaksjonen etter 20 s. Hvor lenge vil reaksjonen vare ved en temperatur på 20 °C hvis temperaturkoeffisienten til denne reaksjonen er 2,5?
b) CaCO3 (k)® CaO (k) + CO2 (g). Hastigheten til en kjemisk reaksjon er omvendt proporsjonal med tiden det tar å finne sted, derfor
hvor τ 1 og τ 2 er reaksjonstidene ved temperaturene T 1 og T 2.
Van't Hoffs regel i dette tilfellet kan skrives som
La oss ta en logaritme: log t 1 = log 20 + 6 log 2,5 = 1,3010 + 6 × 0,3979 = = 3,6884;
t 1 = 4879 s = 1 time 21 min 19 s.
Ved en temperatur på 20 °C avsluttes reaksjonen etter 1 time 21 minutter og 19 sekunder.
Den elementære handlingen av kjemisk transformasjon er resultatet av kollisjonen av molekyler av reagerende stoffer. Molekyler av gasser og væsker opplever et stort antall kollisjoner hvert sekund (~10 10 kollisjoner/s for gasser). Imidlertid resulterer bare en svært liten andel av kollisjonene i kjemiske transformasjoner. Slike kollisjoner kalles effektive kollisjoner. Molekyler involvert i effektive kollisjoner kalles aktive molekyler. De skiller seg fra andre molekyler ved betydelig høyere energi. Overskuddsenergi er nødvendig for at molekyler skal overvinne frastøtende krefter fra ytre elektronskall og danne aktivert kompleks, dvs. mellomforbindelse mellom utgangsstoffer og sluttprodukter. I det aktiverte komplekset er gamle bindinger ennå ikke fullstendig ødelagt, og nye er ennå ikke fullstendig dannet. Dannelsen av et aktivert kompleks i reaksjonen mellom hydrogen og jod kan representeres ved følgende skjema:
innledende aktivert finale
stoffer komplekse produkter
Når temperaturen øker, øker andelen molekyler med høy energi tilstrekkelig til å danne et aktivert kompleks raskt (fig. 4.1).
Endringen i energi under en kjemisk reaksjon kan vises ved hjelp av et diagram over aktiveringsprosessen (Figur 4.2). Den potensielle energien til systemet er plottet langs ordinataksen. Abscissen kalles reaksjonskoordinater eller reaksjonsvei. I prosessen med en kjemisk transformasjon skjer overgangen av systemet fra starttilstanden med energi ΣН i til slutttilstanden med ΣН f gjennom en energibarriere.
Aktiveringsenergi (E*)–dette er energien som kreves for å omdanne 1 mol reaktanter til en aktivert kompleks tilstand. Forskjellen ΣН f - ΣН i er den termiske effekten av reaksjonen (Δ r H). For den omvendte reaksjonen vil den termiske effekten ha samme størrelse, men motsatt fortegn. For den omvendte reaksjonen vil aktiveringsenergien være .
Fra fig. 4.2 er det klart at for å overføre stoffer til tilstanden til et aktivert kompleks, må energi alltid brukes, uavhengig av tegn på den termiske effekten av reaksjonen.
Reaksjonshastigheten avhenger sterkt av aktiveringsenergien, som i de fleste tilfeller er mellom 20 og 280 kJ/mol. Reaksjoner med aktiveringsenergier opp til 40 kJ/mol foregår med høye hastigheter selv ved vanlige temperaturer, mens reaksjonshastighetene med aktiveringsenergier større enn 120 kJ/mol er lave selv ved høye temperaturer.
Arrhenius-ligningen. Avhengigheten av hastighetskonstanten til en kjemisk reaksjon på temperaturen er beskrevet av Arrhenius-ligningen:
hvor k er reaksjonshastighetskonstanten; k o – konstant avhengig av de reagerende stoffene (pre-eksponentiell faktor); e - base av naturlige logaritmer; E * – aktiveringsenergi; R - universell gasskonstant; T – temperatur, K.
Av ligning (4.11) følger det at hastighetskonstanten, og derfor hastigheten på en kjemisk reaksjon, øker eksponentielt med økende temperatur.
Hastighetskonstanten for en kjemisk reaksjon avhenger også av aktiveringsentropi. For at kollisjonen av aktive molekyler skal resultere i en kjemisk transformasjon, må de orienteres slik at de reaktive gruppene kommer i kontakt. Ellers vil transformasjonen ikke skje. For eksempel forestringsreaksjonen av benzosyre
vil bare oppstå når en reagerende partikkel kolliderer med _ COOH-gruppen. I andre orienteringer er forestringsreaksjonen umulig. Forholdet mellom antall orienteringer som er gunstige for en reaksjon og det totale antallet mulige orienteringer bestemmer verdien av aktiveringsentropi. Jo mer komplekse molekylene til de reagerende stoffene er, jo lavere er aktiveringsentropien og desto lavere er hastigheten på den kjemiske reaksjonen.
Katalyse. Hastigheten av kjemiske reaksjoner er svært avhengig av tilstedeværelsen av katalysatorer. For eksempel reaksjon
2H202 = 2H2O + O2
går veldig sakte i romtemperatur. Når en liten mengde mangan (IV) oksid MnO 2 tilsettes til hydrogenperoksid, fortsetter reaksjonen kraftig. Mangan (IV) oksid er en katalysator for nedbrytning av hydrogenperoksid.
Katalysatorer er stoffer som akselererer kjemiske reaksjoner og forblir kjemisk uendret etter reaksjonene. Den fysiske tilstanden til katalysatoren kan variere.
Det er stoffer som bremser hastigheten på kjemiske reaksjoner - inhibitorer.
Katalysatorer for ulike kjemiske reaksjoner i levende organismer kalles enzymer.
Mange katalysatorer har selektivitet, eller selektivitet, dvs. evnen til å akselerere bare én av de mulige reaksjonene eller bare reaksjoner av én klasse. For eksempel gjennomgår etanol i nærvær av aluminiumoksid en dehydreringsreaksjon:
,og i nærvær av kobber oppstår en dehydrogeneringsreaksjon:
.Aktiviteten til katalysatorer kan økes ved å tilsette små mengder stoffer som ikke har katalytisk aktivitet og kalles promotører eller katalytiske aktivatorer. For eksempel er aluminiumoksid Al 2 O 3 ikke en katalysator for syntese av ammoniakk, men tilsetning av noen få prosent Al 2 O 3 til katalysatoren for denne reaksjonen - jern - øker aktiviteten med 20 ganger. Derfor er Al 2 O 3 en promoter.
På den annen side avtar aktiviteten til katalysatoren kraftig i nærvær av stoffer som kalles katalytiske giftstoffer. De har også en selektiv effekt. Dermed kan jern, en katalysator for syntese av ammoniakk, forgiftes av oksygen, vann, karbonmonoksid (II) CO, hydrogensulfid H 2 S, etc.
Hvis katalysatoren og reaktantene er i samme aggregeringstilstand, vanligvis gassformig, flytende eller oppløst, kalles katalyse homogen. Løsninger av syrer, baser, salter av d-elementer og løsemidler fungerer ofte som katalysatorer i homogen katalyse.
Katalyse er heterogen hvis katalysatoren og reaktantene er i forskjellige aggregeringstilstander eller danner uavhengige faser. I dette tilfellet er katalysatorene oftest faste stoffer, vanligvis d-elementer eller deres forbindelser.
Det skal bemerkes at katalysatorer ikke endrer entalpien og Gibbs-energien til reaksjonen og ikke påvirker den kjemiske likevektsposisjonen til reaksjonen. Katalysatorer øker bare hastigheten på forover- og reversreaksjoner likt.
Homogen katalyse. Virkningsmekanismen til katalysatorer er basert på teori om mellomprodukter(N.D. Zelinsky, P. Sabatier). Ifølge denne teorien danner katalysatoren mellomforbindelser med reagerende stoffer. Aktiveringsenergien til denne prosessen er mindre enn aktiveringsenergien til en ikke-katalytisk reaksjon, noe som fører til en økning i konverteringshastigheten.
La det være to reaksjoner som skjer med lav hastighet:
A + B = AB; CD = C + D.
I nærvær av katalysator K fortsetter reaksjonene i to trinn:
A + K = AK; CD + K = CDK,
hvor AK og CDK er mellomprodukter (mellomprodukter), som danner sluttproduktene:
AK + B = AB + K; CDK = C + D + K.
Reaksjonshastigheten vil øke dersom aktiveringsenergien for dannelse og dekomponering av mellomliggende forbindelser er mindre enn aktiveringsenergien for den ikke-katalytiske reaksjonen. Ellers vil reaksjonshastigheten avta og substans K vil virke som en inhibitor. Fra transformasjonsskjemaene følger det at etter reaksjonen forblir katalysatoren kjemisk uendret.
Energidiagrammet for reaksjonen A + B = AB er vist i fig. 4.3. Det følger av figuren: 1) energien fra de mellomliggende stadiene er mindre enn aktiveringsenergien til den ikke-katalytiske reaksjonen E *; 2) bruken av en katalysator endrer ikke entalpien til reaksjonen Δ r H.
Et eksempel på homogen katalyse kan være produksjon av svovelsyre ved tårnmetoden. Den ikke-katalytiske reaksjonen fortsetter i henhold til ligningen
2H2SO3 + O2 = 2H2SO4.
Katalysatoren er gassformig nitrogenoksid (II) (NO), i nærvær av hvilken reaksjonen fortsetter i henhold til følgende skjema:
2NO + O2 = 2N02;
NO 2 + H 2 SO 3 = H 2 SO 4 + NO.
I denne prosessen er NO 2 en intermediær forbindelse.
Homogene katalytiske reaksjoner er enzymatiske prosesser som forekommer i levende organismer.
En ulempe med homogene industrielle katalytiske prosesser er behovet for å separere reaksjonsproduktene og katalysatoren. Av denne grunn brukes heterogen katalyse oftere i industrien.
Heterogen katalyse. Den vanligste er heterogen katalyse ved bruk av faste katalysatorer og flytende eller gassformige reagenser. Virkningsmekanismen til faste katalysatorer er svært kompleks og ikke fullt kjent. Det er flere teorier om heterogen katalyse.
Det innledende stadiet av heterogen katalyse er adsorpsjon reagenser, dvs. binding av molekyler av reagerende stoffer til overflaten av et annet stoff, i dette tilfellet til overflaten av katalysatoren. Produktet av interaksjonen mellom katalysatoren og de reagerende stoffene kan betraktes som en mellomprodukt. Adsorpsjonsprosessen skjer i flere stadier. Takket være diffusjon nærmer molekyler av reagerende stoffer seg overflaten, hvor de blir adsorbert på grunn av den høye reaktiviteten til atomer eller ioner i overflatelaget til katalysatoren. Dette forklares av umettetheten av bindingene til atomer lokalisert på overflaten, elektrostatisk interaksjon på geometriske overflatedefekter og andre årsaker. Samspillet mellom adsorberte reagenspartikler og katalysatoroverflaten fører til en økning i energien deres. Av denne grunn kalles prosessen aktivert adsorpsjon. Aktivert adsorpsjon forekommer ikke på hele overflaten av katalysatoren, men bare på den såkalte aktive sentre, hvis rolle spilles av forskjellige overflatedefekter. Antallet aktive steder bestemmer aktiviteten til katalysatoren og avhenger av fremgangsmåten for fremstilling av katalysatoren og dens overflateareal. Av denne grunn påføres katalysatorer vanligvis på porøse bærere med en høyt utviklet overflate. Forgiftning av katalysatorer med katalytiske giftstoffer forklares ved bindingen av aktive sentre av disse forbindelsene.
Som et resultat av aktivert adsorpsjon endres den elektroniske strukturen til reagensmolekylene, noe som fører til en reduksjon i aktiveringsenergi, og en kjemisk reaksjon oppstår på overflaten av katalysatoren.
Produktet av den kjemiske reaksjonen forlater overflaten av katalysatoren, dvs. skjer desorpsjon, og går på grunn av diffusjon ut i miljøet.
Alle tre stadier av den heterogene katalytiske prosessen - adsorpsjon, dannelse av et aktivert kompleks og desorpsjon - er aktiveringsprosesser og er preget av sine egne aktiveringsenergier. Hastigheten til en katalytisk reaksjon øker hvis aktiveringsenergien til hvert av disse trinnene er lavere enn aktiveringsenergien til den tilsvarende ikke-katalytiske reaksjonen (fig. 4.4).
Et eksempel på heterogen katalyse kan være prosessen med å produsere svovelsyre ved en kontaktmetode ved bruk av V 2 O 5 - vanadium (V) oksid - som en katalysator for oksidasjon av SO 2 med oksygen. Reaksjonen fortsetter i følgende stadier:
V2O5. nSO 3 + SO 2 → V 2 O 4. (n+1)SO;
gul grønn-blå
V204. (n+1)S03 + 1/202 → V205. (n+1)S03;
V2O5. (n+1)S03 → V205. nSO 3 + SO 3,
eller totalt SO 2 + 1/2O 2 → SO 3.
Mellomforbindelsene i denne reaksjonen er
er V2O4. (n+1)S03 og V205. (n+1)S03.
Spørsmål og oppgaver til selvstudium
1. Definer gjennomsnittlig og sann hastighet for en kjemisk reaksjon.
2. Hva er meningen med det positive og negative tegnet på hastigheten til en kjemisk reaksjon?
3. Formuler massevirkningsloven og skriv ned dens uttrykk for den homogene reaksjonen 2A + 3B.
4. Skriv uttrykk for massevirkningsloven (kinetiske ligninger) ved å bruke molare konsentrasjoner og partialtrykk for fremreaksjonen:
a) N2H4 (g) + O2 (g) = N2 (g) + 2 H20 (g);
b) Fe304 (s) + CO (g) = 3FeO (s) + CO2 (g);
c) 6NF (g) +N2(g) =2NF3(g) +3N2(g);
d) CuO (s) + C (T) = Cu (s) + CO (g).
5. Gi 2 eksempler på homogene og heterogene kjemiske reaksjoner. Skriv ned uttrykk for dem for hastigheten på kjemisk reaksjon.
6. Hvilke faktorer avhenger tallverdien til hastighetskonstanten for en kjemisk reaksjon?
7. Hvordan vil hastigheten på den direkte reaksjonen SO 2 (g) + 2H 2 S (g) = 3S (t) + 2H 2 O (g) endres hvis: a) øker konsentrasjonen av svoveloksid (IV) med 4 ganger; b) redusere konsentrasjonen av hydrogensulfid med 2 ganger?
Svar: a) reaksjonshastigheten vil øke 4 ganger; b) reaksjonshastigheten vil reduseres med 4 ganger.
8. Hvor mange ganger vil hastigheten på den omvendte reaksjonen være større enn hastigheten på foroverreaksjonen i reaksjonen 4NH 3 (g) + 3O 2 (g) ↔2N 2 (g) + 6H 2 O (g) hvis er trykket doblet?
Svar: 2 ganger.
9. Formuler begrepene rekkefølge og molekylæritet til en reaksjon.
10. Hvordan kan vi trekke en konklusjon om forskjellene mellom sann og formell orden og molekylæritet fra ligningen for en kjemisk reaksjon?
11. Bestem den formelle rekkefølgen og molekylæriteten til forover- og reversreaksjonene i eksempel 4c. Oppstår disse reaksjonene i ett eller flere stadier?
12. Formuler Van't Hoffs lov.
13. Formuler definisjonen av den termiske koeffisienten for hastigheten til en kjemisk reaksjon.
14. Kjemiske reaksjoner som forekommer i flytende krystallinske løsningsmidler med en termisk koeffisient γ er kjent<1. Как изменяется скорость этих реакций с увеличением температуры?
15. Temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten er 2. Hvor mange ganger vil reaksjonshastigheten endre seg hvis temperaturen økes fra 20 til 80°C?
Svar: vil øke med 64 ganger.
16. Ved hvilken temperatur vil reaksjonen fullføres på 1 minutt, hvis den ved en temperatur på 0°C skjer på 60 minutter? Temperaturkoeffisienten for reaksjonshastigheten er 3.
Svar: 37,3°C.
17. To reaksjoner ved en temperatur på 60°C fortsetter med samme hastighet. Temperaturkoeffisienten for hastigheten til den første reaksjonen er 2, og den andre er 3. Hvordan vil reaksjonshastighetene forholde seg hvis den første utføres ved en temperatur på 100 °C, og den andre ved en temperatur på 40 °C?
Svar: hastigheten på den første reaksjonen vil øke med 16 ganger, og den andre vil reduseres med 9 ganger. Hastighetsforholdet vil være v 1 / v 2 = 144.
18. Definer aktiveringsenergien til en kjemisk reaksjon.
19. Tegn et energidiagram over forløpet av en endoterm reaksjon.
20. Hvordan påvirker størrelsen av den termiske effekten av en kjemisk reaksjon aktiveringsenergien? Begrunn svaret ditt.
21. For to reaksjoner som skjer ved samme temperaturer k 1 >k 2. Hvordan mengdene , og ?
22. Definer fenomenet katalyse.
23. Hvordan kan du påvirke aktiviteten til katalysatoren?
24. Tegn et energidiagram av en homogen katalytisk reaksjon. Beskriv hovedstadiene i prosessen.
25. Tegn energidiagrammet for en heterogen katalytisk reaksjon. Beskriv hovedstadiene i prosessen.
26. Angi de viktigste bruksområdene for katalyse. Gi eksempler på katalytiske prosesser.
Systemer. Men denne verdien reflekterer ikke den reelle muligheten for at reaksjonen skal oppstå, dens fart og mekanisme.
For å forstå en kjemisk reaksjon fullt ut, må du ha kunnskap om hvilke tidsmønstre som eksisterer under implementeringen, dvs. kjemisk reaksjonshastighet og dens detaljerte mekanisme. Studer hastigheten og mekanismen til reaksjonen kjemisk kinetikk- vitenskapen om den kjemiske prosessen.
Fra et kjemisk kinetikksynspunkt kan reaksjoner klassifiseres til enkelt og komplekst.
Enkle reaksjoner– prosesser som skjer uten dannelse av mellomliggende forbindelser. I henhold til antall partikler som deltar i det, er de delt inn i monomolekylær, bimolekylær, trimolekylær. Kollisjonen av mer enn 3 partikler er usannsynlig, derfor er trimolekylære reaksjoner ganske sjeldne, og firemolekylære reaksjoner er ukjente. Komplekse reaksjoner– prosesser som består av flere elementære reaksjoner.
Enhver prosess fortsetter med sin iboende hastighet, som kan bestemmes av endringene som skjer over en viss tidsperiode. Gjennomsnittlig kjemisk reaksjonshastighet uttrykt ved å endre mengden stoff n stoff konsumert eller mottatt per volumenhet V per tidsenhet t.
υ = ± dn/ dt· V
Hvis et stoff blir konsumert, setter vi et "-"-tegn hvis det samler seg, setter vi et "+"-tegn.
Ved konstant volum:
υ = ± dC/ dt,
Reaksjonshastighet enhet mol/l s
Generelt er υ en konstant verdi og er ikke avhengig av hvilket stoff som deltar i reaksjonen vi overvåker.
Avhengigheten av konsentrasjonen av et reagens eller produkt på reaksjonstiden er presentert i skjemaet kinetisk kurve, som ser slik ut:
Det er mer praktisk å beregne υ fra eksperimentelle data hvis uttrykkene ovenfor transformeres til følgende uttrykk:
Lov om masseaksjon. Reaksjonsrekkefølge og hastighetskonstant
En av formuleringene lov om masseaksjon høres slik ut: Hastigheten til en elementær homogen kjemisk reaksjon er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av reaktantene.
Hvis prosessen som studeres er representert i skjemaet:
a A + b B = produkter
da kan hastigheten til en kjemisk reaksjon uttrykkes kinetisk ligning:
υ = k [A] a [B] b eller
υ = k·C a A ·C b B
Her [ EN] Og [B] (C A OgC B) - konsentrasjoner av reagenser,
a ogb- støkiometriske koeffisienter for en enkel reaksjon,
k– konstant reaksjonshastighet.
Kjemisk betydning av mengde k- Dette reaksjonshastighet ved enkeltkonsentrasjoner. Det vil si at hvis konsentrasjonene av stoffene A og B er lik 1, da υ = k.
Det må tas i betraktning at i komplekse kjemiske prosesser er koeffisientene a ogb ikke sammenfaller med støkiometriske.
Loven om masseaksjon er oppfylt dersom en rekke betingelser er oppfylt:
- Reaksjonen aktiveres termisk, dvs. energi av termisk bevegelse.
- Konsentrasjonen av reagenser fordeles jevnt.
- Miljøets egenskaper og forhold endres ikke under prosessen.
- Miljøets egenskaper skal ikke påvirke k.
Til komplekse prosesser lov om masseaksjon kan ikke brukes. Dette kan forklares med det faktum at en kompleks prosess består av flere elementære stadier, og hastigheten vil ikke bli bestemt av den totale hastigheten til alle stadier, men bare av ett langsomste trinn, som kalles begrensende.
Hver reaksjon har sin egen bestille. Definere privat (del)bestilling med reagens og generell (full) rekkefølge. For eksempel ved å uttrykke hastigheten på en kjemisk reaksjon for en prosess
a A + b B = produkter
υ = k·[ EN] en·[ B] b
en– bestille etter reagens EN
b — bestille etter reagens I
Generell prosedyre en + b = n
Til enkle prosesser reaksjonsrekkefølgen angir antall reagerende arter (sammenfaller med de støkiometriske koeffisientene) og tar heltallsverdier. Til komplekse prosesser rekkefølgen av reaksjonen faller ikke sammen med de støkiometriske koeffisientene og kan være hvilken som helst.
La oss bestemme faktorene som påvirker hastigheten på kjemisk reaksjon υ.
Reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjonen av reaktanter
bestemt av masseaksjonens lov: υ = k[ EN] en·[ B] b
Det er åpenbart at med økende konsentrasjoner av reaktanter, øker υ, fordi antall kollisjoner mellom stoffer som deltar i den kjemiske prosessen øker. Dessuten er det viktig å ta hensyn til rekkefølgen av reaksjonen: hvis den n=1 for noen reagenser er hastigheten direkte proporsjonal med konsentrasjonen av dette stoffet. Hvis for noen reagens n=2, da vil dobling av konsentrasjonen føre til en økning i reaksjonshastigheten med 2 2 = 4 ganger, og å øke konsentrasjonen med 3 ganger vil fremskynde reaksjonen med 3 2 = 9 ganger.