Hastigheten til en kjemisk reaksjon og faktorene som påvirker den. Effekten av stoffkonsentrasjoner på hastigheten til en kjemisk reaksjon Når hastigheten på en kjemisk reaksjon avhenger av trykk

Mekanismene for kjemiske transformasjoner og deres hastigheter studeres av kjemisk kinetikk. Kjemiske prosesser går over tid med ulik hastighet. Noen skjer raskt, nesten umiddelbart, mens andre bruker veldig lang tid på å oppstå.

I kontakt med

Hastighetsreaksjon- 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 interaksjon skjer:

• konsentrasjon av stoffer;
• arten av reagensene;
• temperatur;
• tilstedeværelsen av en katalysator;
• trykk (for reaksjoner i et gassformig medium).

Ved å endre visse forhold for forløpet av en kjemisk prosess er det altså mulig å påvirke hvor raskt prosessen vil gå.

I prosessen med kjemisk interaksjon kolliderer partiklene til de reagerende stoffene med hverandre. Antall slike tilfeldigheter er proporsjonalt med antall partikler av substanser i volumet av den reagerende blanding, og dermed proporsjonal med molare konsentrasjoner av reagensene.

Loven om handlende masser beskriver reaksjonshastighetens avhengighet av de molare konsentrasjonene av de reagerende stoffene.

For en elementær reaksjon (A + B → ...), er denne loven uttrykt med formelen:

υ \u003d k ∙С A ∙С B,

hvor k er hastighetskonstanten; C A og C B er de molare konsentrasjonene av reaktantene, A og B.

Hvis et av de reagerende stoffene er i fast tilstand, skjer interaksjonen ved fasegrensesnittet, og derfor er ikke konsentrasjonen av det faste stoffet inkludert i ligningen for den kinetiske loven for virkende masser. 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 reagenskonsentrasjoner lik enhet.

Naturen til reagensene

Siden de kjemiske bindingene til de reagerende stoffene ødelegges i prosessen med interaksjon og nye bindinger av reaksjonsproduktene dannes, vil naturen til bindingene som deltar i reaksjonen av forbindelsene og strukturen til molekylene til de reagerende stoffene spille en rolle. viktig rolle.

Kontaktoverflate av reagenser

En slik karakteristikk som overflatearealet av kontakt med faste reagenser, noen ganger ganske betydelig, påvirker reaksjonsforløpet. Å male et fast stoff lar deg øke kontaktoverflaten til reagensene, og dermed fremskynde prosessen. Kontaktområdet til oppløste stoffer økes lett ved oppløsning av stoffet.

Reaksjonstemperatur

Når temperaturen øker, vil energien til de kolliderende partiklene øke, det er åpenbart at med en økning i temperaturen 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 (О 2 +2Н 2 →2Н 2 О)

For en kvantitativ beskrivelse av hvordan temperatur kan påvirke hastigheten på stoffers interaksjon, brukes van't Hoff-regelen. Van't Hoffs regel er at når temperaturen stiger med 10 grader, er det en akselerasjon på 2-4 ganger.

Den matematiske formelen som beskriver van't Hoff-regelen er som følger:

Hvor γ er temperaturkoeffisienten til den kjemiske reaksjonshastigheten (γ = 2−4).

Men Arrhenius-ligningen beskriver temperaturavhengigheten til hastighetskonstanten mye mer nøyaktig:

Der R er den universelle gasskonstanten, er A en faktor som bestemmes av typen reaksjon, E, A er aktiveringsenergien.

Aktiveringsenergien 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 må overvinnes av molekyler som kolliderer i reaksjonsvolumet for å omfordele bindinger.

Aktiveringsenergien avhenger ikke av ytre faktorer, men avhenger av stoffets natur. Verdien av aktiveringsenergien opp til 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 forløpet av en kjemisk transformasjon) er delt inn i · homogen, · heterogen. Hvis reaktantene og katalysatoren er i samme aggregeringstilstand, kalles katalyse homogen, hvis den er i forskjellige tilstander, så heterogen. Virkningsmekanismene til katalysatorer er forskjellige og ganske komplekse. I tillegg bør det bemerkes at katalysatorer er preget av virkningsselektivitet. Det vil si at den samme katalysatoren, som akselererer en reaksjon, kanskje ikke endrer hastigheten til en annen på noen måte.

Press

Hvis gassformige stoffer er involvert i transformasjonen, vil hastigheten på prosessen bli påvirket av en endring i trykket i systemet . Dette skjer pga at for gassformige reaktanter fører en trykkendring til en endring i konsentrasjonen.

Eksperimentell bestemmelse av hastigheten på en kjemisk reaksjon

Det er mulig å bestemme hastigheten på en kjemisk transformasjon eksperimentelt ved å innhente data om hvordan konsentrasjonen av reagerende stoffer eller produkter endres per tidsenhet. Metoder for å innhente slike data er delt inn i

• kjemisk,
• fysisk og kjemisk.

Kjemiske metoder er ganske enkle, rimelige og nøyaktige. Med deres hjelp bestemmes hastigheten ved direkte å måle konsentrasjonen eller mengden av et stoff av reaktanter eller produkter. Ved en langsom reaksjon tas det prøver for å overvåke hvordan reagenset forbrukes. Etter det bestemmes innholdet av reagenset i prøven. Ved å ta prøver med jevne mellomrom er det mulig å få data om endringen i mengden av et stoff under interaksjonen. De mest brukte analysetypene er titrimetri og gravimetri.

Hvis reaksjonen fortsetter raskt, må den stoppes for å ta en prøve. Dette kan gjøres ved avkjøling 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 endringen i konsentrasjonene av stoffer i sanntid. Det er ikke nødvendig å stoppe reaksjonen og ta prøver.

Fysisk-kjemiske 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 reaksjonen, 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 blir reagensene konsumert, det bremser ned. Se figur 3.9.1.

Ris. 3.9.1. Endring i reaksjonshastighet over tid.
V er reaksjonshastigheten, C er konsentrasjonen av A, B.

Derfor kan vi bare snakke om hastigheten på et gitt tidspunkt. Hastigheten avhenger av konsentrasjonen av reaktantene.

Hva annet avhenger det av? Reaktantenes natur, temperatur, finhet av reagensene for heterogene reaksjoner (overflate), katalysator og karform, etc.

La oss vurdere avhengigheten av v av konsentrasjon. Anta at vi har reaksjonen A+ B+ 2D= F+ L. Det er nødvendig å finne hastighetens avhengighet av konsentrasjonen av reagenser v= f(C A , C B , C D) = ?

La oss måle hastigheten ved alle konsentrasjoner, og deretter doble C A og måle hastigheten på nytt. La det doble. Dette betyr at v er proporsjonal med C A til første potens. La oss doble C B. La oss anta at dette ikke påvirket hastigheten - en veldig reell situasjon. Hvis NO 2 løses opp i vann for å oppnå salpetersyre, er det åpenbart at reaksjonshastigheten ikke vil avhenge av vannmengden. I dette tilfellet kan vi si at v avhenger av C B til nullgraden. La oss nå finne ut at hastigheten avhenger av С D som С 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 reaksjonsordenene for et gitt stoff, og summen deres er den generelle reaksjonsrekkefølgen.

Reaksjonsordrer etableres eksperimentelt, ikke ved støkiometriske koeffisienter. Det er svært få reaksjoner hvor rekkefølgen sammenfaller med summen av de støkiometriske koeffisientene.

N 2 O 5 \u003d 2NO 2 + 1 / 2O 2 v \u003d kC (N 2 O 5) p-1 ordre

(H 2)+(J 2)=2(HJ) v=kC(H 2)C(J 2) rekkefølge 2

men (H 2) + (Br 2) \u003d 2 (HBr) v \u003d kC (H 2) C (Br 2) 1/2

(Cl 2) + 2(NO) \u003d 2(NOCl) v \u003d kC (Cl 2) C (NO) 2 p-3 orden.

Med andre ord kan rekkefølgen være brøkdel. Hvorfor vil vi vurdere nedenfor.

Reaksjoner går vanligvis i etapper, siden det er umulig å forestille seg den samtidige kollisjonen av et stort antall molekyler.

Anta en reaksjon

går i to etapper

A+ B= AB og AB+ B= C+ D,

så, hvis den første reaksjonen er langsom og den andre er rask, bestemmes hastigheten av det første trinnet (inntil det går, kan det andre ikke gå), 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 \u003d 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 går veldig raskt.

Kanskje er det tregeste ikke det første, men det andre eller et annet trinn, og da får vi noen ganger en brøkrekkefølge, som uttrykker konsentrasjonene av mellomprodukter i form av konsentrasjonene av de opprinnelige stoffene.

Når temperaturen stiger, øker hastigheten på partikkelbevegelsen, og følgelig frekvensen av deres kollisjoner. Derfor øker reaksjonshastigheten med temperaturen. Det er en empirisk regelmessighet, utledet av van't Hoff, at med en økning i temperaturen med ca. 10, øker hastigheten med 2-4 ganger.

Reaksjoner går i etapper. Det er usannsynlig at i reaksjonen av ammoniakkdannelse vil N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 4 molekyler, og til og med ønsket variasjon, 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 \u003d N 2 O 4

Trimolekylær(sjelden) - 2NO + O 2 \u003d 2NO 2.

I disse eksemplene er rekkefølgen og molekylæriteten den samme, men ofte er de forskjellige.

Det er to kriterier for muligheten for en spontan forekomst av en kjemisk prosess - endringen i entalpi DH, som gjenspeiler en viss rekkefølge av systemet, og endringen i entropi DS, som gjenspeiler den motsatte tendensen til tilfeldig arrangement av partikler. Hvis DS=0, vil drivkraften til prosessen være systemets tendens til et minimum av intern energi, det vil si at prosesskriteriet er en reduksjon i entalpi (DH<0).

Hvis DH=0, er kriteriet for spontan flyt av prosessen DS>0.

Hvordan påvirker verdiene til entalpi- og entropifaktorene forløpet av prosessen.

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 bidrar til den omvendte reaksjonen (Le Chateliers prinsipp).

2) Endoterm reaksjon, DН>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 - reaksjonen av glukoseoksidasjon til CO 2 og H 2 O

6(O 2) ® 6(CO 2) + 6H 2 O DH = - 2810 kJ

I dette tilfellet øker entropien åpenbart. Følgelig kan den omvendte prosessen i prinsippet ikke foregå spontant. For dens flyt krever energi fra utsiden (fotosyntese).

Det skal bemerkes at i spørsmålet om muligheten for at prosessen fortsetter, er det termodynamiske kriteriet den ultimate sannheten. Hvis DG>0, vil ingen katalysatorer bidra til å gjennomføre prosessen. Hos 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 fra gjødsel og salter som brukes til snøsmelting og iskontroll. syreutslipp. Ioner av tungmetaller. Grunnleggende kjemiske reaksjoner i hydrosfæren
  • Vannrensemetoder: fysiske, kjemiske og biologiske. Grunnleggende prinsipper og maskinvaredesign. Rensing av drikkevann: vannbehandlingsprosesser og kjemiske reaksjoner som ligger til grunn for dem. Vannstandarder
  • Jordforurensning. Kjemiske konsekvenser av syreforurensning
  • Rollen til metaller i dyrelivet
  • Nødvendighet og toksisitet av metallioner
  • Sammenheng mellom behov og toksisitet av metaller i økosystemer
  • Potensielt farlige spor av metaller i atmosfæren, hydrosfæren og litosfæren
  • Global transport av spormengder av potensielt farlige metaller
  • Mikroelementer. Inntak og absorpsjon av metaller i kroppen
  • Molekylær basis for metalltoksisitet. Toksisitet rangerer
  • Miljøfaktorer som påvirker toksisitet
  • Toleranse av organismer til metaller. Kreftfremkallende egenskaper av metallioner. Måter for eksponering av metaller til kroppen
  • Ioner av tungmetaller i naturlig vann. Former for eksistensen av metaller i akvatiske økosystemer, avhengighet av toksisitet på formen. Sekundær vanntoksisitet
  • Atmosfærens struktur
  • Høydefordeling av temperatur, trykk og andre parametere
  • Årsaker til dannelsen av karakteristiske lag i atmosfæren (barometrisk formel, konveksjon, kosmisk stråling). Betydningen av lag for en person
  • Ionosfære
  • Høydeendring i kjemisk sammensetning (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, trykkavhengighet av hastighet)
  • Ozonlag
  • Destruktiv virkning av halogener, freoner, etc.
  • Karakteristisk kjemisk sammensetning av atmosfæriske utslipp
  • Kjemiske transformasjoner av forurensning
  • Mulighet for selvrensing av atmosfæren
  • Biosfærens grenser, sammensetningen og massen av levende materie
  • Clarke 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 fotosyntesealder

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 reaktantene øke med 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 trykkreaksjonshastigheten vil være lik:

Forholdet mellom det endelige reaksjonshastighetstrykket og det initiale trykkreaksjonshastighet Viser hvordan reaksjonshastigheten vil endre seg etter en trykkendring.

Derfor får vi trykkreaksjonshastighet:

Svar:

reaksjonshastigheten vil øke med 27 ganger.

1. Først: 2NO + O2 = 2NO2, ikke det du skrev.

   Trykk påvirker sterkt hastigheten på reaksjoner som involverer gasser fordi det direkte bestemmer konsentrasjonene deres.
   I henhold til Le Chatelier-prinsippet forskyver en økning i trykk (for gasser) likevekten mot en reaksjon som fører til en reduksjon i volum (dvs. til dannelsen av et mindre antall molekyler), noe som betyr at i vårt tilfelle hastigheten på den DIREKTE reaksjonen vil øke.

   Hastigheten av kjemiske reaksjoner som skjer i et homogent medium ved en konstant temperatur er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av reaktanter hevet til kraften til deres støkiometriske koeffisienter.

   Før du endrer trykket, beskrives reaksjonen med den kinetiske ligningen:
   V1 = k*2;
   Når trykket økes med en faktor på 4, vil konsentrasjonen av reaktantene øke med en faktor på 4. Etter å ha økt trykket med 4 ganger, beskrives reaksjonen med den kinetiske ligningen:
   V2 = k (4)*2 4= 64 k*2;
   Vi finner endringen i reaksjonshastigheten ved P2=4P1:
   V2 / V1 = 64

   Hastigheten vil øke med 64 ganger.

2. V1=k*C(N2)*C(H2)^3
   2/ V2=k*C(N2)*(xC(H2))^3, hvor x er et tall som viser hvor mange ganger det er nødvendig å øke hydrogenkonsentrasjonen
   3. V2/V1=100, hvorav x^3=100, x=4,65
   svar: konsentrasjonen av hydrogen må økes med 4,65 ganger
3. Reaksjonshastigheten N2+ 3H2 = 2NH3 beregnes med formelen: v = K**^3,
   hvor konsentrasjonene av reagensene er i potens lik koeffisientene i ligningen. Så du må heve til 3. potens:
   2^3 = 8 hvor mange ganger vil hastigheten øke
4. trykk 3 ganger hastigheten til enkel reaksjoner 2NO + O2 \u003d 2NO2 vil øke 1) 3 ganger 2) 9 ganger ... 4) 18 ganger 2. Temperaturkoeffisienten reaksjoner lik 2.ved oppvarming fra 20 grader til 50 hastigheter reaksjonerøker 1) 2 ganger 2) 4 ganger 3) 6 ganger 4) 8 ganger 3. trykkendring påvirker hastigheten kjemisk reaksjon 1) mellom ... og kaliumhydroksid 4. katalytiske prosesser inkluderer 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 ... strømmer reaksjon 1)Ag+Cl 2)Fe+O2 3)N2+O2 4)Cl2+Fe
5. aA + bB = cC + dD
   I denne ligningen angir små bokstaver støkiometriske koeffisienter, og store bokstaver angir 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 er endringen i konsentrasjonen av et stoff over en tidsperiode Δτ=τ 2 -τ 1 . Tegnet (+) betyr at stoffet 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 et uendelig lite tidsintervall 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 fortsetter i volum, dvs. det er de mest gunstige forholdene for kontakt mellom molekylene til de reagerende stoffene.

   Reaksjoner mellom stoffer som er i forskjellige 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, mekaniske blandinger av faste stoffer. I heterogene reaksjoner fortsetter den kjemiske prosessen bare på grenseflatene til de reagerende fasene.

   Avhengigheten av hastigheten til en homogen reaksjon på konsentrasjon bestemmes av loven om handlende masser (loven om Guldberg og Waage, loven om masseaksjon): hastigheten på en kjemisk reaksjon er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av reaktanter i potenser av deres støkiometriske koeffisienter.

   For en reversibel homogen kjemisk reaksjon skrevet i generell form,

   (4.3)

   fremre reaksjonshastighet

   tilbakereaksjonshastighet

   Hvor er konsentrasjonene av reaktanter, mol/l; a, b, d, e er støkiometriske koeffisienter, eller reaksjonsrekkefølge i henhold til reagens A, B, D eller E; k 1 og k 2 er hastighetskonstantene 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, siden reaksjonen fortsetter 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 grenseflaten og av hastigheten for fjerning av reaksjonsprodukter. Derfor akselererer omrøring av reaksjonsblandingen den heterogene reaksjonen.

   Konsentrasjonene 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 med formelen

   hvor er det totale trykket til blandingen; x i er volumet eller molfraksjonen 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 n ganger, endres partialtrykket til hver komponent med samme mengde og reaksjonshastigheten endres tilsvarende.

   Eksempel 4.1. Skriv uttrykk for massehandlingens lov for reaksjonene:

   a) 2NO (g) + Cl2(g)® 2NOCI (g);

   b) CaCO3 (c)® CaO (c) + CO2 (g).

   Løsning. a) for den direkte reaksjonen og for den motsatte - ;

   b) direkte reaksjon: kalsiumkarbonat er et fast stoff, hvis tilstedeværelse ikke påvirker reaksjonshastigheten, det ønskede uttrykket vil se ut, dvs. i dette tilfellet er reaksjonshastigheten ved en viss temperatur konstant; ryggreaksjon:.

   Eksempel 4.2. 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?

   Løsning. La oss skrive uttrykket for hastigheten på den direkte reaksjonen:

   La startkonsentrasjonen av CO være , og sluttkonsentrasjonen være . Vi skriver forholdet mellom hastighetene til den direkte reaksjonen:

   , hvorfra 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. Bestem hvordan hastigheten på den direkte reaksjonen 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 vil endre seg hvis det totale trykket i systemet økes med 4 ganger.

   Løsning. En økning i trykket i systemet med 4 ganger vil føre til en reduksjon i volumet av systemet med 4 ganger, og konsentrasjonene av reaktanter vil øke med 4 ganger.

   I henhold til loven om massehandling, starthastigheten for den direkte reaksjonen

   Etter å ha økt trykket

   Etter å ha økt trykket med 4 ganger, økte reaksjonshastigheten med 64 ganger.

   Reaksjonsrekkefølge. Summen av eksponentene ved konsentrasjoner eller partialtrykk i de kinetiske reaksjonsligningene kalles reaksjonsrekkefølge. For direkte reaksjon

   

   rekkefølgen er a + b, og for omvendt - d + e. Denne verdien karakteriserer typen av avhengighet av reaksjonshastigheten på konsentrasjon. Rekkefølgen av en reaksjon kan vanligvis ikke bestemmes teoretisk ut fra formen til en kjemisk ligning. Dette skyldes at de aller fleste reaksjoner er komplekse, d.v.s. de går gjennom en rekke mellomtrinn (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 de opprinnelige stoffene og sluttproduktene av reaksjonen (total eller global mekanisme) gitt.

   Av denne grunn bestemmes den sanne rekkefølgen av en kjemisk reaksjon og reaksjonsrekkefølgen for hver reaktant eksperimentelt. Den sanne rekkefølgen av reaksjonen, i motsetning til den formelle, kan være enten heltall eller brøk, og til og med null. Reaksjoner med en ordre høyere enn tre er ukjent.

   Molekulæriteten til reaksjonen. Antallet molekyler eller andre formelenheter involvert i den elementære handlingen til en kjemisk transformasjon kalles reaksjonens molekylære.

   Den formelle molekylæriteten til reaksjonen, bestemt fra den kjemiske reaksjonsligningen som summen av støkiometriske koeffisienter, 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 noen 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 + O 2 \u003d 2NO 2;

   2NO + Br2 = 2NOBr.

   De fleste elementære reaksjoner er relatert til mono- og dimolekylære interaksjoner. Trimolekylære reaksjoner er sjeldne. Reaksjoner med høyere molekylvekt er ikke kjent siden sannsynligheten for en samtidig kollisjon av fire eller flere partikler, ledsaget av en kjemisk transformasjon, er ekstremt liten.

   Reaksjonshastighetens avhengighet av temperatur. For de fleste reaksjoner er van't Hoff-regelen gyldig: en økning i temperaturen med 10K øker hastigheten på de fleste reaksjoner med 2–4 ganger:

   hvor og er reaksjonshastighetene ved Т 1 og Т 2; γ er den termiske koeffisienten til den kjemiske reaksjonshastigheten, .

   En økning i reaksjonshastigheten er forårsaket av en økning i reaksjonshastighetskonstanten, så formel (4.9.) kan 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 med en temperaturøkning fra 20 til 75 °C?

   Løsning. La oss erstatte dataene med uttrykket til van't Hoff-regelen (3.9):

   Følgelig økte reaksjonshastigheten 287 ganger.

   Eksempel 4.5. Ved en temperatur på 80 °C fullføres reaksjonen på 20 s. Hvor lenge vil reaksjonen vare ved en temperatur på 20 °C hvis temperaturkoeffisienten til denne reaksjonen er 2,5?

   Løsning. Hastigheten til en kjemisk reaksjon er omvendt proporsjonal med tiden det tar, altså

   hvor τ 1 og τ 2 er reaksjonstiden ved temperaturene Т 1 og Т 2.

   Van't Hoffs regel i dette tilfellet kan skrives som

   Vi logaritmer: lg t 1 \u003d lg 20 + 6lg 2,5 \u003d 1,3010 + 6 × 0,3979 \u003d \u003d \u003d 3,6884;

   t 1 \u003d 4879 s \u003d 1 t 21 min 19 s.

   Ved en temperatur på 20 °C er reaksjonen fullført på 1 time 21 min 19 s.

   En elementær handling av kjemisk transformasjon er resultatet av en kollisjon av molekyler av reagerende stoffer. Molekyler av gasser og væsker opplever et stort antall kollisjoner hvert sekund (~10 10 kollisjoner/s for gasser). Imidlertid ender 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 i mye større energi. Overskuddsenergi er nødvendig for at molekyler skal overvinne frastøtende krefter til de ytre elektronskallene og danne aktivert kompleks, dvs. mellomledd mellom utgangsmaterialer 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 av interaksjonen mellom hydrogen og jod kan representeres ved følgende skjema:

   

   innledende aktivert finale

   stoffer komplekse produkter

   Med en temperaturøkning 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 diagrammet over aktiveringsprosessen (fig. 4.2). Den potensielle energien til systemet er plottet langs y-aksen. Abscissen kalles reaksjonskoordinater eller reaksjonsvei. I prosessen med kjemisk transformasjon skjer overgangen av systemet fra starttilstanden med energi ΣH i til slutttilstanden med ΣH f gjennom en energibarriere.

   Aktiveringsenergi (E*)–dette er energien som kreves for å overføre 1 mol reaktanter til tilstanden til det aktiverte komplekset. Forskjellen ΣH f - ΣH 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 kan det sees at for å overføre stoffer til tilstanden til et aktivert kompleks, må det alltid brukes energi, uavhengig av tegn på den termiske effekten av reaksjonen.

   Reaksjonshastigheten er svært avhengig 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 allerede ved ordinære temperaturer, mens reaksjonshastighetene med aktiveringsenergier over 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 er en konstant avhengig av arten av de reagerende stoffene (pre-eksponentiell faktor); e er grunnlaget for naturlige logaritmer; Е* – aktiveringsenergi; R er den universelle gasskonstanten; T er temperatur, K.

   Ligning (4.11) innebærer at hastighetskonstanten, og dermed hastigheten på en kjemisk reaksjon, vokser eksponentielt med økende temperatur.

   Hastighetskonstanten for en kjemisk reaksjon avhenger også av aktiveringsentropi. For at kollisjonen av aktive molekyler skal ende i en kjemisk transformasjon, må de orienteres slik at de reaktive gruppene kommer i kontakt. Ellers vil ikke konverteringen finne sted. For eksempel forestringsreaksjonen av benzosyre

   

   vil bare oppstå når den reagerende partikkelen kolliderer med grupperingen _ COOH. For andre orienteringer er forestringsreaksjonen umulig. Forholdet mellom antall orienteringer som er gunstige for reaksjonen og det totale antallet mulige orienteringer bestemmer verdien av aktiveringsentropien. 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 reaksjonen

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

   går veldig sakte i romtemperatur. Når en liten mengde mangan (IV) oksid MnO 2 tilsettes til hydrogenperoksid, fortsetter reaksjonen voldsomt. Mangan (IV) oksid er en katalysator for nedbrytning av hydrogenperoksid.

   Katalysatorer er stoffer som fremskynder 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 alumina en dehydreringsreaksjon:

   ,

   og i nærvær av kobber fortsetter dehydrogeneringsreaksjonen:

   .

   Aktiviteten til katalysatorer kan økes ved å tilsette en liten mengde 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. Så jern - en katalysator for syntese av ammoniakk - kan bli forgiftet 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 separate faser. I dette tilfellet fungerer faste stoffer, vanligvis d-elementer eller deres forbindelser, oftest som katalysatorer.

   Det skal bemerkes at katalysatorer ikke endrer entalpien og Gibbs-energien til reaksjonen og påvirker ikke plasseringen av reaksjonens kjemiske likevekt. Katalysatorer øker bare hastigheten på forover- og reversreaksjonene likt.

   homogen katalyse. Virkningsmekanismen til katalysatorer er basert på teorier om mellomprodukter(N.D. Zelinsky, P. Sabatier). Ifølge denne teorien danner katalysatoren mellomforbindelser med reaktantene. Aktiveringsenergien til denne prosessen er mindre enn aktiveringsenergien til den ikke-katalytiske reaksjonen, noe som fører til en økning i konverteringshastigheten.

   La det være to reaksjoner som fortsetter 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 utgjør sluttproduktene:

   AK + B = AB + K; CDK=C+D+K.

   Reaksjonshastigheten vil øke hvis aktiveringsenergien til reaksjonene ved dannelse og dekomponering av mellomliggende forbindelser er mindre enn aktiveringsenergien til den ikke-katalytiske reaksjonen. Ellers vil reaksjonshastigheten avta og substans K vil virke som en inhibitor. Det følger av konverteringsskjemaene at katalysatoren forblir kjemisk uendret etter reaksjonen.

   Energiskjemaet for reaksjonen A + B = AB er vist i fig. 4.3. Det følger av figuren: 1) energien fra de mellomliggende trinnene 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 vil være produksjon av svovelsyre ved tårnprosessen. Den ikke-katalytiske reaksjonen fortsetter i henhold til ligningen

   2H 2 SO 3 + O 2 \u003d 2H 2 SO 4.

   Katalysatoren er gassformig nitrogenoksid (II) (NO), i nærvær av hvilken reaksjonen fortsetter i henhold til følgende skjema:

   2NO + O 2 \u003d 2NO 2;

   NO 2 + H 2 SO 3 \u003d H 2 SO 4 + NO.

   I denne prosessen er NO 2 et mellomprodukt.

   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. bindingen av reaktantmolekyler til overflaten av et annet stoff, i dette tilfellet til overflaten av en katalysator. Produktet av interaksjonen mellom katalysatoren og reaktantene kan betraktes som et mellomprodukt. Adsorpsjonsprosessen skjer i flere stadier. På grunn av diffusjon nærmer molekylene til reaktantene seg overflaten, hvor de blir adsorbert på grunn av den høye reaktiviteten til atomene eller ionene som befinner seg i overflatelaget til katalysatoren. Dette skyldes umettetheten av bindingene til atomer som ligger på overflaten, elektrostatisk interaksjon på geometriske overflatedefekter og andre årsaker. Samspillet mellom adsorberte reaktantpartikler 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 er katalysatorer vanligvis båret på porøse bærere med et høyt utviklet overflateareal. Forgiftningen av katalysatorer med katalytiske giftstoffer forklares av bindingen av aktive sentre av disse forbindelsene.

   Som et resultat av aktivert adsorpsjon endres den elektroniske strukturen til reaktantmolekylene, noe som fører til en reduksjon i aktiveringsenergien, og en kjemisk reaksjon oppstår på katalysatoroverflaten.

   Det kjemiske reaksjonsproduktet forlater katalysatoroverflaten, dvs. fortsette desorpsjon, og diffunderer inn i miljøet gjennom diffusjon.

   Alle tre stadier av en heterogen katalytisk prosess - 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 oppnå svovelsyre ved kontaktmetoden ved å bruke oksidasjon av SO 2 med oksygen V 2 O 5 - vanadium (V) oksid som katalysator. Reaksjonen fortsetter i følgende stadier:

   V205. nSO 3 + SO 2 → V 2 O 4. (n+1)SO;

   gul grønn-blå

   V2O4. (n+1)S03 + 1/202 → V205. (n+1)S03;

   V205. (n+1)SO 3 → V 2 O 5. nSO 3 + SO 3,

   eller totalt SO 2 + 1/2O 2 → SO 3.

   Mellomprodukter 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 den direkte reaksjonen:

   a) N2H4 (g) + O2 (g) \u003d N2 (g) + 2H20 (g);

   b) Fe 3 O 4 (t) + CO (g) \u003d 3FeO (t) + CO 2 (g);

   c) 6HF (g) + N2 (g) \u003d 2NF3 (g) + 3H2 (g);

   d) CuO (t) + C (T) \u003d Cu (t) + CO (g).

   5. Gi 2 eksempler på homogene og heterogene kjemiske reaksjoner. Skriv ned for dem uttrykk for hastigheten på en 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) \u003d 3S (t) + 2H 2 O (g) endres hvis: a) øker konsentrasjonen av svoveloksid (IV) med 4 ganger; b) å redusere konsentrasjonen av hydrogensulfid med 2 ganger?

   Svar: a) reaksjonshastigheten vil øke med 4 ganger; b) reaksjonshastigheten vil reduseres med 4 ganger.

   8. Hvor mange ganger vil hastigheten på den omvendte reaksjonen bli 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 om rekkefølgen og molekylæriteten til reaksjonen.

   10. Hvordan kan en konklusjon trekkes fra ligningen for en kjemisk reaksjon om forskjellene i den sanne og formell orden og molekylæriteten.

   11. Bestem den formelle rekkefølgen og molekylæriteten til forover- og reversreaksjonene i eksempel 4c. Forløper 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. Kjente kjemiske reaksjoner som forekommer i flytende krystallløsningsmidler, med en termisk koeffisient γ<1. Как изменяется скорость этих реакций с увеличением температуры?

   15. Temperaturkoeffisienten til reaksjonshastigheten er 2. Hvor mange ganger vil reaksjonshastigheten endres hvis temperaturen økes fra 20 til 80 °C?

   Svar: Det vil øke med 64 ganger.

   16. Ved hvilken temperatur vil reaksjonen avsluttes om 1 minutt hvis den tar 60 minutter ved 0°C? 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 - 3. Hvordan vil reaksjonshastighetene være relatert 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. Forholdet mellom hastigheter 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 temperatur, k 1 >k 2. Hvordan er verdiene, og ?

   22. Definer fenomenet katalyse.

   23. Hvordan kan aktiviteten til en katalysator påvirkes?

   24. Tegn et energidiagram av en homogen katalytisk reaksjon. Beskriv hovedstadiene i prosessen.

   25. Tegn et energidiagram av en heterogen katalytisk reaksjon. Beskriv hovedstadiene i prosessen.

   26. Spesifiser de viktigste anvendelsesområdene for katalyse. Gi eksempler på katalytiske prosesser.

   Systemer. Men denne verdien reflekterer ikke den reelle muligheten for reaksjonen, dens hastighet og mekanisme.

   For en fullstendig representasjon av en kjemisk reaksjon må man ha kunnskap om hvilke tidsmønstre som eksisterer under gjennomføringen av den, dvs. kjemisk reaksjonshastighet og dens detaljerte mekanisme. Hastigheten og mekanismen til reaksjonsstudiene kjemisk kinetikk vitenskapen om kjemisk prosess.

   Når det gjelder kjemisk kinetikk, kan reaksjoner klassifiseres til enkelt og komplekst.

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

   Enhver prosess fortsetter med sin iboende hastighet, som kan bestemmes av endringene som skjer over en viss tidsperiode. midten kjemisk reaksjonshastighet uttrykt som en endring i mengden av et stoff n forbrukt eller mottatt stoff per volumenhet V per tidsenhet t.

   υ = ± dn/ dt· V

   Hvis stoffet er konsumert, setter vi tegnet "-", hvis det samler seg - "+"

   Ved konstant volum:

   υ = ± DC/ dt,

   Reaksjonshastighet enhet mol/l s

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

   Avhengigheten av konsentrasjonen av reagenset eller produktet av reaksjonstiden er presentert som kinetisk kurve, som ser slik ut:

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

   Loven om aktive masser. 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 som:

   a A + b B = produkter

   da kan hastigheten på 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) - konsentrasjon av reagenser,

   a ogb er de støkiometriske koeffisientene til en enkel reaksjon,

   k er reaksjonshastighetskonstanten.

   Den kjemiske betydningen av mengden k- Dette hastighetsreaksjon ved enkeltkonsentrasjoner. Det vil si at hvis konsentrasjonene av stoffene A og B er lik 1, da υ = k.

   Det bør tas i betraktning at i komplekse kjemiske prosesser er koeffisientene a ogb samsvarer ikke med de støkiometriske.

   Loven om masseaksjon er oppfylt under en rekke betingelser:

   • Reaksjonen aktiveres termisk, dvs. termisk bevegelsesenergi.
   • Konsentrasjonen av reagenser er jevnt fordelt.
   • Miljøets egenskaper og forhold endres ikke under prosessen.
   • Miljøegenskaper skal ikke påvirke k.

   For 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 av et av de tregeste stadiene, som kalles begrensende.

   Hver reaksjon har sin egen rekkefølge. Fastslå privat (del)bestilling med reagens og generell (full) rekkefølge. For eksempel i uttrykket for 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 rekkefølge en + b = n

   Til enkle prosesser reaksjonsrekkefølgen angir antall reagerende partikler (sammenfaller med støkiometriske koeffisienter) 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 til en kjemisk reaksjon υ.

   1. Reaksjonshastighetens avhengighet av konsentrasjonen av reaktanter

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

   Åpenbart, med økende konsentrasjoner av reaktanter, øker υ, fordi antall kollisjoner mellom stoffene som deltar i den kjemiske prosessen øker. Dessuten er det viktig å vurdere 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 \u003d 4 ganger, og å øke konsentrasjonen med 3 ganger vil fremskynde reaksjonen med 3 2 \u003d 9 ganger.