Mecanismele transformărilor chimice și ratele acestora sunt studiate prin cinetică chimică. Procesele chimice au loc de-a lungul timpului cu viteze diferite. Unele se întâmplă rapid, aproape instantaneu, în timp ce altele durează foarte mult să apară.
Viteza de reactie- viteza cu care se consumă reactivii (concentrația lor scade) sau se formează produse de reacție pe unitate de volum.
Factori care pot influența viteza unei reacții chimice
Următorii factori pot afecta cât de repede are loc o reacție chimică:
- concentrația de substanțe;
- natura reactivilor;
- temperatură;
- prezența unui catalizator;
- presiune (pentru reacții în mediu gazos).
Astfel, prin modificarea anumitor condiții ale unui proces chimic, puteți influența cât de repede va decurge procesul.
În procesul de interacțiune chimică, particulele de substanțe care reacţionează se ciocnesc unele cu altele. Numărul de astfel de coincidențe este proporțional cu numărul de particule de substanțe din volumul amestecului de reacție și, prin urmare, proporțional cu concentrațiile molare ale reactivilor.
Legea acțiunii în masă descrie dependența vitezei de reacție de concentrațiile molare ale substanțelor care interacționează.
Pentru o reacție elementară (A + B → ...) această lege se exprimă prin formula:
υ = k ∙С A ∙С B,
unde k este constanta vitezei; C A și C B sunt concentrațiile molare ale reactivilor A și B.
Dacă una dintre substanțele care reacționează este în stare solidă, atunci interacțiunea are loc la interfață, prin urmare, concentrația substanței solide nu este inclusă în ecuația legii cinetice a acțiunii masei. Pentru a înțelege semnificația fizică a constantei de viteză, este necesar să luăm C, A și C B egal cu 1. Apoi devine clar că constanta de viteză este egală cu viteza de reacție la concentrații de reactant egale cu unitatea.
Natura reactivilor
Deoarece în timpul interacțiunii legăturile chimice ale substanțelor care reacţionează sunt distruse și se formează noi legături ale produșilor de reacție, natura legăturilor implicate în reacția compușilor și structura moleculelor substanțelor care reacţionează vor juca un rol important. .
Suprafața de contact a reactivilor
O astfel de caracteristică precum suprafața de contact a reactivilor solizi afectează cursul reacției, uneori destul de semnificativ. Măcinarea unui solid vă permite să măriți suprafața de contact a reactivilor și, prin urmare, să accelerați procesul. Zona de contact a substanțelor solubile este ușor crescută prin dizolvarea substanței.
Temperatura de reacție
Pe măsură ce temperatura crește, energia particulelor care se ciocnesc va crește, este evident că, odată cu creșterea temperaturii, procesul chimic în sine se va accelera. Un exemplu clar al modului în care o creștere a temperaturii afectează procesul de interacțiune a substanțelor poate fi considerat datele prezentate în tabel.
Tabelul 1. Efectul schimbărilor de temperatură asupra vitezei de formare a apei (O 2 +2H 2 → 2H 2 O)
Pentru a descrie cantitativ modul în care temperatura poate afecta rata de interacțiune a substanțelor, se folosește regula Van't Hoff. Regula lui Van't Hoff este că atunci când temperatura crește cu 10 grade, are loc o accelerație de 2-4 ori.
Formula matematică care descrie regula lui van't Hoff este următoarea:
Unde γ este coeficientul de temperatură al vitezei reacției chimice (γ = 2−4).
Dar ecuația lui Arrhenius descrie mult mai precis dependența de temperatură a constantei vitezei:
Unde R este constanta universală a gazului, A este un multiplicator determinat de tipul de reacție, E, A este energia de activare.
Energia de activare este energia pe care o moleculă trebuie să o dobândească pentru ca o transformare chimică să aibă loc. Adică, este un fel de barieră energetică pe care moleculele care se ciocnesc în volumul de reacție vor trebui să o depășească pentru a redistribui legăturile.
Energia de activare nu depinde de factori externi, ci depinde de natura substanței. Valoarea energiei de activare de până la 40 - 50 kJ/mol permite substanțelor să reacționeze între ele destul de activ. Dacă energia de activare depăşeşte 120 kJ/mol, atunci substanțele (la temperaturi obișnuite) vor reacționa foarte lent. O modificare a temperaturii duce la o modificare a numărului de molecule active, adică molecule care au atins o energie mai mare decât energia de activare și, prin urmare, sunt capabile de transformări chimice.
Acțiune catalizatoare
Un catalizator este o substanță care poate accelera un proces, dar nu face parte din produsele sale. Cataliza (accelerarea unei transformări chimice) se împarte în omogenă și eterogenă. Dacă reactivii și catalizatorul sunt în aceleași stări de agregare, atunci cataliza se numește omogenă dacă este în stări diferite, atunci este eterogenă. Mecanismele de acțiune ale catalizatorilor sunt variate și destul de complexe. În plus, este de remarcat faptul că catalizatorii sunt caracterizați prin selectivitatea acțiunii. Adică, același catalizator, în timp ce accelerează o reacție, poate să nu modifice viteza alteia.
Presiune
Dacă în transformare sunt implicate substanțe gazoase, atunci viteza procesului va fi afectată de modificările presiunii din sistem. . Acest lucru se întâmplă pentru că că pentru reactivii gazoși, o modificare a presiunii duce la o modificare a concentrației.
Determinarea experimentală a vitezei unei reacții chimice
Viteza unei transformări chimice poate fi determinată experimental prin obținerea de date despre modul în care se modifică concentrația substanțelor care intră în reacție sau a produselor pe unitatea de timp. Metodele de obținere a unor astfel de date sunt împărțite în
- chimic,
- fizico-chimic.
Metodele chimice sunt destul de simple, accesibile și precise. Cu ajutorul lor, viteza este determinată prin măsurarea directă a concentrației sau cantității de substanță a reactanților sau a produselor. În cazul unei reacții lente, se prelevează probe pentru a monitoriza modul în care este consumat reactivul. Apoi se determină conținutul de reactiv din probă. Prin prelevarea de probe la intervale regulate, este posibil să se obțină date despre modificările cantității unei substanțe în timpul procesului de interacțiune. Cele mai utilizate tipuri de analiză sunt titrimetria și gravimetria.
Dacă reacția decurge rapid, atunci trebuie oprită pentru a preleva o probă. Acest lucru se poate face folosind răcire, îndepărtarea bruscă a catalizatorului, este de asemenea posibil să se dilueze sau să se transfere unul dintre reactivi într-o stare nereactivă.
Metodele de analiză fizico-chimică în cinetica experimentală modernă sunt utilizate mai des decât cele chimice. Cu ajutorul lor, puteți observa modificări ale concentrațiilor de substanțe în timp real. În acest caz, nu este nevoie să opriți reacția și să luați probe.
Metodele fizico-chimice se bazează pe măsurarea unei proprietăți fizice care depinde de conținutul cantitativ al unui anumit compus din sistem și se modifică în timp. De exemplu, dacă gazele sunt implicate într-o reacție, atunci presiunea poate fi o astfel de proprietate. Conductivitatea electrică, indicele de refracție și spectrele de absorbție ale substanțelor sunt, de asemenea, măsurate.
Viteza reacțiilor chimice este numărul de acte elementare de transformări chimice care conduc la formarea produselor de reacție pe unitatea de timp pe unitatea de volum sau pe unitatea de suprafață.
Deoarece numărul de acte elementare nu poate fi numărat, viteza este măsurată prin determinarea modificării concentrațiilor reactanților sau a produselor de reacție pe unitatea de timp:
, 
În orice reacție, reactanții sunt consumați și aceasta încetinește. Vezi Figura 3.9.1.
Orez. 3.9.1. Modificarea vitezei de reacție în timp.
V – viteza de reacție, C – concentrația A, B.
Prin urmare, putem vorbi despre viteză doar la un moment dat. Viteza depinde de concentrația substanțelor care reacţionează.
De ce altceva depinde? Din natura reactanților, temperatura, gradul de măcinare a reactivilor pentru reacții eterogene (suprafața), catalizatorul și forma vasului etc.
Să luăm în considerare dependența lui v de concentrare. Să presupunem că avem reacția A+ B+ 2D= F+ L. Trebuie să aflăm dependența vitezei de concentrația reactivilor v= f(C A, C B, C D) = ?
Să măsurăm viteza la orice concentrație, apoi să dublăm CA și să măsurăm din nou viteza. Lasă-l să se dubleze. Aceasta înseamnă că v este proporțional cu CA cu prima putere. Să dublăm C B. Să presupunem că acest lucru nu a afectat viteza - o situație complet realistă. Dacă NO 2 este dizolvat în apă pentru a produce acid azotic, atunci este evident că viteza de reacție nu va depinde de cantitatea de apă. În acest caz, putem spune că v depinde de C B până la gradul zero. Să presupunem că acum am descoperit că viteza depinde de C D ca C D 2. Atunci ecuația generală a vitezei de reacție va fi scrisă ca v= kC A C B 0 C D 2.
Această expresie se numește ecuația cinetică a reacției; k este constanta vitezei de reacție (egale numeric cu viteza la concentrații de reactiv egale cu unitatea). Exponenții la concentrații din ecuația cinetică se numesc ordine de reacție pentru o substanță dată, iar suma lor se numește ordine de reacție globală.
Ordinele de reacție sunt determinate experimental și nu de coeficienți stoichiometrici. Există foarte puține reacții în care ordinea coincide cu suma coeficienților stoichiometrici.
N 2 O 5 = 2NO 2 + 1/2O 2 v = kC(N 2 O 5) ordinul p-1
(H2)+(J2)=2(HJ) v=kC(H2)C(J2) ordinul 2
dar (H2) + (Br2) = 2(HBr) v=kC(H2)C(Br2) 1/2
(CI2) + 2(NO) = 2(NOCl) v=kC(CI2)C(NO) de ordinul 2.
Cu alte cuvinte, ordinea poate fi fracționată. Să vedem de ce mai jos.
Reacțiile decurg de obicei în etape, deoarece este imposibil să ne imaginăm un număr mare de molecule care se ciocnesc în același timp.
Să presupunem că o reacție
merge în două etape
A+ B= AB și AB+ B= C+ D,
apoi, dacă prima reacție decurge lent, iar a doua rapid, atunci viteza este determinată de prima etapă (până nu trece, a doua nu poate continua), adică. acumularea de particule AB. Atunci v=kC A C B .
Viteza unei reacții este determinată de cea mai lentă etapă. De aici rezultă diferențele dintre ordinea reacției și coeficienții stoichiometrici. De exemplu, reacția de descompunere a peroxidului de hidrogen
2H2O2 = H2O+ O2
este o reacție de ordinul întâi, deoarece este limitată de prima etapă H 2 O 2 = H 2 O+ O, iar a doua etapă O + O = O 2 are loc foarte repede.
Poate că nu prima, ci a doua sau altă etapă este cea mai lentă, iar apoi obținem uneori o ordine fracțională, exprimând concentrațiile intermediarilor în termeni de concentrații ale substanțelor inițiale.
Pe măsură ce temperatura crește, viteza de mișcare a particulelor crește și, prin urmare, frecvența ciocnirilor lor. Prin urmare, viteza reacțiilor crește cu temperatura. Există un tipar empiric, derivat de Van't Hoff, că odată cu creșterea temperaturii cu 10 o, viteza crește de 2-4 ori.
Reacțiile apar în etape. Este puțin probabil ca în reacția de formare a amoniacului N 2 + 3H 2 = 2NH 3 4 molecule și de tipul dorit să se ciocnească simultan într-un punct din spațiu.
Numărul de particule care participă la un act elementar de transformare chimică se numește molecularitate reactii.
Reacțiile pot fi mono-, bi- și trimoleculare.
Monomolecular– reacţii de descompunere şi rearanjamente intramoleculare.
Bimolecular– 2NO 2 = N 2 O 4
Trimolecular(rar) - 2NO+ O 2 = 2NO 2.
În aceste exemple, ordinea și molecularitatea sunt aceleași, dar sunt adesea diferite.
Există două criterii pentru posibilitatea apariției spontane a unui proces chimic - o modificare a entalpiei DH, care reflectă o anumită ordonare a sistemului și o modificare a entropiei DS, care reflectă tendința opusă la o aranjare aleatorie a particulelor. Dacă DS = 0, atunci forța motrice a procesului va fi dorința sistemului de a minimiza energia internă, adică criteriul procesului este o scădere a entalpiei (DN).<0).
Dacă DH=0, atunci criteriul pentru apariția spontană a procesului este DS>0.
Cum influențează valorile factorilor de entalpie și entropie cursul procesului.
1) Reacție exotermă, DH<0.
a) DS>0, atunci pentru orice T DG va fi mai mic decât zero și procesul continuă întotdeauna și până la sfârșit.
b) DS<0, в этом случае все будет зависеть от соотношения абсолютных значений энтальпийного и энтропийного фактора,
DG<0 - реакция идет
DG>0 - nicio reacție
Reacțiile exoterme, însoțite de o scădere a entropiei, apar la temperaturi scăzute o creștere a T favorizează apariția reacției inverse (principiul lui Le Chatelier).
2) Reacție endotermă, DH>0.
a) DS>0, reacția este posibilă numai dacă |TDS|>|DH|, atunci DG<0, т.е при высоких температурах, если же
b) DS<0, то DG>0 la orice temperatură și procesul nu poate decurge spontan.
Exemplu - reacția de oxidare a glucozei la CO2 și H2O
6(O 2) ®6(CO 2) + 6H 2 O DН= - 2810 kJ
În acest caz, entropia crește în mod evident. În consecință, procesul invers, în principiu, nu poate avea loc spontan. Pentru apariția sa este necesară energie externă (fotosinteză).
De remarcat că în problema posibilității de a avea loc un proces, criteriul termodinamic este adevărul suprem. Dacă DG>0, niciun catalizator nu va ajuta la realizarea procesului. Cu DG<0 процесс может быть заморожен.
- Geochimia peisajelor naturale și tehnogene
- PLAN DIDACTIC
- LITERATURĂ
- Evaluarea poluării apei
- Cererea biochimică și chimică de oxigen
- Determinarea analitică a BOD și COD
- Substante anorganice din apa. Ioni proveniți din îngrășăminte și săruri utilizate pentru topirea zăpezii și controlul gheții. Emisii acide. Ioni de metale grele. Reacții chimice de bază în hidrosferă
- Metode de purificare a apei: fizice, chimice și biologice. Principii de bază și design hardware. Purificarea apei potabile: procesele de tratare a apei și reacțiile chimice care stau la baza acestora. Standarde de apă
- Poluarea solului. Efectele chimice ale poluării cu acid
- Rolul metalelor în natura vie
- Necesitatea și toxicitatea ionilor metalici
- Relația dintre necesarul și toxicitatea metalelor în ecosisteme
- Urme de metale potențial periculoase în atmosferă, hidrosferă și litosferă
- Transport global de urme de metale potențial periculoase
- Microelemente. Recepția și absorbția metalelor în organism
- Baza moleculară a toxicității metalelor. Seria de toxicitate
- Factori de mediu care afectează toxicitatea
- Toleranța organismelor la metale. Carcinogenitatea ionilor metalici. Modul în care metalele afectează organismul
- Ioni de metale grele în apele naturale. Forme de existență a metalelor în ecosistemele acvatice, dependența toxicității de formă. Toxicitatea secundară a apei
- Structura atmosferei
- Distribuția temperaturii, presiunii și a altor parametri pe înălțime
- Motivele formării straturilor caracteristice în atmosferă (formulă barometrică, convecție, radiații cosmice). Semnificația straturilor pentru oameni
- ionosferă
- Modificarea compoziției chimice cu altitudinea (inconsecvență cu formula barometrică)
- Considerarea atmosferei ca sistem (deschis, închis, izolat). Abordare termodinamică (N2O). Furtuni
- Abordarea cinetică
- Reacții chimice de bază în atmosferă și troposferă
- Elemente de cinetică chimică (ordinea reacției, molecularitatea, dependența vitezei de presiune)
- Stratul de ozon
- Efectul distructiv al halogenilor, freonilor etc.
- Compoziția chimică caracteristică a emisiilor atmosferice
- Transformări chimice ale poluanților
- Posibilitatea de autopurificare a atmosferei
- Limitele biosferei, compoziția și masa materiei vii
- Clarks și funcțiile geochimice ale materiei vii, procesele biogeochimice ca factor geologic
- Materia organică, procese de sinteză și descompunere
- Organisme autotrofe și heterotrofe
- Reducerea sulfatului și formarea metanului
- Epoca vieții și vârsta fotosintetică
O creștere a presiunii în sistem de 3 ori este echivalentă cu o scădere a volumului sistemului de 3 ori. În acest caz, concentrațiile de reactanți vor crește de 3 ori. Conform legii acțiunii în masă, viteza de reacție inițială este:
După creșterea presiunii de 3 ori, concentrațiile de NO și O 2 vor crește de 3 ori, iar viteza de reacție, presiunea va fi egală cu:
Raportul dintre viteza finală de reacție și presiunea inițială presiunea vitezei de reacție arată cum se va schimba viteza de reacție după o schimbare a presiunii.
Prin urmare, primim presiunea vitezei de reacție:
Răspuns:
viteza de reacție va crește de 27 de ori.
- În primul rând: 2NO + O2 = 2NO2, și nu ceea ce ai scris.
Presiunea influențează foarte mult viteza reacțiilor care implică gaze deoarece determină direct concentrațiile acestora.
Conform principiului lui Le Chatelier, o creștere a presiunii (pentru gaze) deplasează echilibrul către o reacție care duce la o scădere a volumului (adică la formarea mai puține molecule), aceasta înseamnă că în cazul nostru viteza reacției DIRECTE va crește.Viteza reacțiilor chimice care au loc într-un mediu omogen la o temperatură constantă este direct proporțională cu produsul concentrațiilor substanțelor care reacţionează crescute la puterea coeficienților lor stoichiometrici.
Înainte ca presiunea să se schimbe, reacția este descrisă de ecuația cinetică:
V1 = k *2 · ;
Când presiunea crește de 4 ori, concentrațiile reactivilor vor crește de 4 ori. După creșterea presiunii cu un factor de 4, reacția este descrisă de ecuația cinetică:
V2 = k (4)*2 · 4= 64 k *2 · ;
Aflați modificarea vitezei de reacție la P2=4P1:
V2 / V1 = 64Viteza va crește de 64 de ori.
- V1=k*C(N2)*C(H2)^3
2/ V2=k*C(N2)*(xC(H2))^3, unde x este un număr care indică de câte ori trebuie crescută concentrația de hidrogen
3. V2/V1=100, de unde x^3=100, x=4,65
răspuns: concentrația de hidrogen trebuie crescută de 4,65 ori - Viteza de reacție N2+ 3H2 = 2NH3 se calculează prin formula: v = K**^3,
unde concentrațiile reactanților sunt într-un grad egal cu coeficienții din ecuație. Aceasta înseamnă că trebuie să-l ridicăm la a 3-a putere:
2^3 = 8 viteza va crește de atâtea ori - creste presiunea de 3 ori viteza simpla reactii 2NO+O2=2NO2 va crește 1) de 3 ori 2) de 9 ori... 4) de 18 ori 2. Coeficientul de temperatură reactii egal cu 2. la încălzire de la 20 de grade la 50 de viteză reactii crește 1) de 2 ori 2) de 4 ori 3) de 6 ori 4) de 8 ori 3. schimbarea presiunii afectează viteza reacție chimică 1) între... şi hidroxid de potasiu 4. se referă la procese catalitice reacţieîntre 1) sodiu și apă 2) buten-1 și apă... și apă 4) oxid de cupru (2) și hidrogen 5. viteza reactii zincul cu o soluţie de acid sulfuric nu depinde... curge reacţie 1)Ag+Cl 2)Fe+O2 3)N2+O2 4)Cl2+Fe 9. când este încălzit la fiecare viteză de 10 grade Celsius
- aA + bB = cC + dD
În această ecuație, literele mici indică coeficienții stoichiometrici, iar literele mari indică formulele substanțelor. Pentru acest caz general, viteza reacției directe este dată de următoarea ecuație:
Vpr = k1()
b) K= /(* )
c) În teorie, nu există nimic de scris, deoarece în sistem nu există substanțe gazoase.
d) K=Distinge între viteza medie
unde Δс=с 2 -с 1 – modificarea concentrației unei substanțe pe o perioadă de timp Δτ=τ 2 -τ 1. Semnul (+) înseamnă că se formează o substanță, iar semnul (–) înseamnă că substanța este consumată în timpul reacției.
Viteza reală (instantanee) de reacție este determinată de relație
unde dc este o modificare infinitezimală a concentrației unei substanțe într-o perioadă infinitezimală de timp dτ.
Principalii factori care determină viteza unei reacții sunt natura reactanților, concentrația, temperatura și catalizatorul. Viteza reacțiilor care implică reactivi gazoși depinde și de presiune.
Dependența vitezei de reacție de concentrație. Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în omogenŞi eterogen. LA omogen reacțiile includ reacțiile care apar între substanțe în aceeași stare de agregare dacă nu există interfețe între ele. Reacțiile omogene includ reacții între gaze, lichide infinit miscibile și soluții lichide. Reacțiile omogene apar în volum, adică. există condiţiile cele mai favorabile pentru contactul moleculelor de substanţe care reacţionează.
Reacțiile dintre substanțe în diferite stări de agregare sau în aceeași stare de agregare, dar separate prin interfețe, se referă la eterogen reactii. Acestea includ, de exemplu, reacții între un gaz și un lichid, două lichide nemiscibile și amestecuri mecanice de solide. În reacțiile eterogene, procesul chimic are loc numai la interfețele fazelor de reacție.
Se determină dependența vitezei unei reacții omogene de concentrație legea acțiunii în masă (legea lui Guldberg și Waage, legea acțiunii în masă): viteza unei reacţii chimice este direct proporţională cu produsul concentraţiilor substanţelor care reacţionează în puteri ale coeficienţilor lor stoichiometrici.
Pentru o reacție chimică omogenă reversibilă, scrisă în formă generală,
(4.3)rata de reacție înainte
viteza de reacție inversă
Unde
– concentrații de reactanți, mol/l; a, b, d, e – coeficienți stoichiometrici, sau ordinea reacției după reactant A, B, D sau E; k 1 și k 2 sunt constante de viteză ale reacțiilor chimice.Constanta de viteză a unei reacții chimice k depinde de temperatura și natura reactanților, dar nu depinde de concentrația acestora. Dacă concentrațiile reactanților sunt egale cu unitatea, atunci constanta vitezei este egală numeric cu viteza reacției chimice.
Se numesc ecuațiile (4.4) și (4.5). ecuațiile cinetice ale reacțiilor chimice.
Viteza reacțiilor eterogene nu depinde de concentrația volumică a reactanților, deoarece reacția are loc numai la interfață. Cu cât gradul de măcinare al substanțelor este mai mare, cu atât suprafața acestora este mai mare și viteza reacțiilor este mai mare. Viteza reacțiilor eterogene depinde și de viteza de alimentare cu reactanți la interfața de fază și de viteza de îndepărtare a produselor de reacție. Prin urmare, agitarea amestecului de reacție accelerează progresul reacției eterogene.
Concentrațiile de substanțe gazoase pot fi exprimate în termeni de presiuni parțiale. Presiunea parțială a unui gaz dintr-un amestec este egală cu presiunea pe care gazul ar produce-o dacă ar ocupa volumul întregului amestec în aceleași condiții.
Presiunea parțială a i-a componentă a amestecului de gaze () poate fi calculată folosind formula
unde este presiunea totală a amestecului; x i – volumul sau fracția molară a i-a componentă din amestec.
Presiunea totală a amestecului de gaze este egală cu suma presiunilor parțiale ale componentelor:
Pentru o reacție directă (4.3), dacă substanțele A și B sunt în stare gazoasă, expresia vitezei de reacție se va scrie după cum urmează:
unde sunt presiunile parțiale ale substanțelor A și B.
Când presiunea totală se modifică de n ori, presiunea parțială a fiecărei componente se modifică cu aceeași cantitate și viteza de reacție se modifică în consecință. Exemplul 4.1.
Scrieți expresii pentru legea acțiunii în masă pentru reacții:
a) 2NO (g) + CI2 (g)® 2NOCI (g);
b) CaC03(k)® CaO (k) + C02 (g). Soluţie.
a) pentru reacție directă și pentru reacție inversă – ;
b) reacție directă: carbonatul de calciu este o substanță solidă, a cărei prezență nu afectează viteza de reacție, expresia dorită va avea forma , i.e. în acest caz, viteza de reacție la o anumită temperatură este constantă; feedback: . Exemplul 4.2.
b) CaC03(k)® CaO (k) + C02 (g). De câte ori trebuie crescută concentrația de monoxid de carbon (II) în sistem CO (g) + H 2 O (g) ↔ CO 2 (g) + + H 2 (g) astfel încât viteza reacției directe să crească de 5 ori?
Să scriem expresia pentru viteza reacției directe:
Fie concentrația inițială de CO, iar concentrația finală. Să notăm raportul dintre vitezele reacției directe:, din care rezultă că , i.e.
Pentru a crește viteza reacției directe de 5 ori, concentrația de CO ar trebui, de asemenea, crescută de 5 ori. Exemplul 4.3.
b) CaC03(k)® CaO (k) + C02 (g). Determinați cum se va schimba viteza reacției directe 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 dacă presiunea totală în sistem crește de 4 ori.
O creștere a presiunii în sistem de 4 ori va determina o scădere a volumului sistemului de 4 ori, iar concentrațiile de substanțe care reacţionează vor crește de 4 ori.
Conform legii acțiunii în masă, viteza inițială a reacției înainte este
După creșterea presiunii
După creșterea presiunii de 4 ori, viteza de reacție a crescut de 64 de ori.
ordinea este a+b, iar pentru invers este d+e. Această valoare caracterizează tipul de dependență a vitezei de reacție de concentrație. Ordinea unei reacții de obicei nu poate fi determinată teoretic din forma unei ecuații chimice. Acest lucru se datorează faptului că marea majoritate a reacțiilor sunt complexe, adică. acestea trec printr-o serie de etape intermediare (adevăratul mecanism al reacției), care sunt de cele mai multe ori necunoscute. Ordinea fiecăreia dintre etapele intermediare poate diferi de ordinea reacției determinată din ecuație (ordinea formală a reacției), deoarece în ecuație, de obicei sunt date doar materiile prime și produșii finali ai reacției (mecanism total sau global).
Din acest motiv, ordinea reală a unei reacții chimice și ordinea de reacție pentru fiecare reactant sunt determinate experimental. Ordinea adevărată a unei reacții, în contrast cu ordinea formală, poate fi fie întreagă, fie fracțională și chiar zero. Reacțiile cu un ordin mai mare de trei sunt necunoscute.
Molecularitatea reacției. Numărul de molecule sau alte unități de formulă care participă la actul elementar de transformare chimică se numește molecularitatea reacției.
Molecularitatea formală a unei reacții, determinată din ecuația unei reacții chimice ca sumă a coeficienților stoichiometrici, diferă de obicei de molecularitatea adevărată găsită experimental. Motivele sunt aceleași ca și în cazul diferenței dintre ordinea reală și cea formală a reacțiilor.
Să dăm câteva exemple de reacții simple ale căror mecanisme coincid cu ecuațiile de reacție.
1) Reacții monomoleculare. Acestea includ de obicei reacții de disociere și izomerizare:
O 3 → O 2 + O
ciclopropan propenă
2) Reacții dimoleculare:
I 2 + H 2 ↔ 2HI.
3) Reacții trimoleculare:
2NO + O2 = 2NO2;
2NO + Br 2 = 2NOBr.
Majoritatea reacțiilor elementare se referă la interacțiuni mono- și dimoleculare. Reacțiile trimoleculare sunt rare. Reacțiile cu molecularitate mai mare sunt necunoscute, deoarece probabilitatea unei coliziuni simultane a patru sau mai multe particule, însoțită de o transformare chimică, este extrem de mică.
Dependența vitezei de reacție de temperatură. Pentru majoritatea reacțiilor, regula lui Van't Hoff este adevărată: O creștere a temperaturii cu 10K crește viteza majorității reacțiilor de 2-4 ori:
unde şi sunt vitezele de reacţie la T1 şi T2; γ – coeficientul termic al vitezei de reacție chimică, .
O creștere a vitezei de reacție este cauzată de o creștere a constantei vitezei de reacție, prin urmare formula (4.9.) poate fi scrisă și sub forma
,
(4.10)unde și sunt constantele vitezei de reacție la T 1 și T 2.
Exemplul 4.4. Coeficientul de temperatură al vitezei de reacție este 2,8. De câte ori va crește viteza de reacție când temperatura crește de la 20 la 75°C?
b) CaC03(k)® CaO (k) + C02 (g). Să substituim datele în expresia regulii lui Van't Hoff (3.9):
În consecință, viteza de reacție a crescut de 287 de ori.
Exemplul 4.5. La o temperatură de 80 °C, reacția se termină în 20 s. Cât va dura reacția la o temperatură de 20 °C dacă coeficientul de temperatură al acestei reacții este de 2,5?
b) CaC03(k)® CaO (k) + C02 (g). Viteza unei reacții chimice este invers proporțională cu timpul necesar pentru a avea loc, prin urmare,
unde τ 1 și τ 2 sunt timpii de reacție la temperaturile T 1 și T 2.
Regula lui Van't Hoff în acest caz poate fi scrisă ca
Să luăm un logaritm: log t 1 = log 20 + 6 log 2,5 = 1,3010 + 6 × 0,3979 = = 3,6884;
t 1 = 4879 s = 1 oră 21 min 19 s.
La o temperatură de 20 °C, reacția se termină în 1 oră 21 minute și 19 secunde.
Actul elementar de transformare chimică este rezultatul ciocnirii moleculelor de substanțe care reacţionează. Moleculele de gaze și lichide suferă un număr mare de ciocniri în fiecare secundă (~10 10 ciocniri/s în cazul gazelor). Cu toate acestea, doar o proporție foarte mică de coliziuni duc la transformări chimice. Astfel de ciocniri se numesc coliziuni eficiente. Moleculele implicate în ciocniri eficiente sunt numite molecule active. Ele diferă de alte molecule prin energie semnificativ mai mare. Excesul de energie este necesar pentru ca moleculele să depășească forțele de respingere ale învelișurilor de electroni exterioare și să formeze complex activat, adică compus intermediar între substanțele inițiale și produsele finite. În complexul activat, legăturile vechi nu au fost încă distruse complet, iar altele noi nu s-au format încă pe deplin. Formarea unui complex activat în reacția dintre hidrogen și iod poate fi reprezentată prin următoarea schemă:
inițial activat final
substanțe produse complexe
Pe măsură ce temperatura crește, proporția de molecule cu energie mare suficientă pentru a forma un complex activat crește rapid (Fig. 4.1).
Modificarea energiei în timpul unei reacții chimice poate fi prezentată folosind o diagramă a procesului de activare (Figura 4.2). Energia potențială a sistemului este reprezentată de-a lungul axei ordonatelor. Abscisa se numește coordonate de reacție sau cale de reacție. În procesul unei transformări chimice, trecerea sistemului de la starea inițială cu energie ΣН i la starea finală cu ΣН f are loc printr-o barieră energetică.
Energia de activare (E*)–aceasta este energia necesară pentru a transforma 1 mol de reactanți într-o stare complexă activată. Diferența ΣН f - ΣН i este efectul termic al reacției (Δ r H). Pentru reacția inversă, efectul termic va avea aceeași amploare, dar semnul opus. Pentru reacția inversă, energia de activare va fi .
Din fig. 4.2 este clar că, pentru a transfera substanțele în starea de complex activat, energia trebuie să fie întotdeauna cheltuită, indiferent de semnul efectului termic al reacției.
Viteza de reacție depinde puternic de energia de activare, care în majoritatea cazurilor este între 20 și 280 kJ/mol. Reacțiile cu energii de activare de până la 40 kJ/mol se desfășoară cu viteze mari chiar și la temperaturi obișnuite, în timp ce ratele reacțiilor cu energii de activare mai mari de 120 kJ/mol sunt scăzute chiar și la temperaturi ridicate.
Ecuația lui Arrhenius. Dependența constantei de viteză a unei reacții chimice de temperatură este descrisă de ecuația Arrhenius:
unde k este constanta vitezei de reacție; k o – constantă în funcţie de natura substanţelor care reacţionează (factor pre-exponenţial); e – baza logaritmilor naturali; E * – energia de activare; R – constanta universală a gazului; T – temperatura, K.
Din ecuația (4.11) rezultă că constanta de viteză și, prin urmare, viteza unei reacții chimice, crește exponențial odată cu creșterea temperaturii.
De asemenea depinde și constanta de viteză a unei reacții chimice entropia de activare. Pentru ca ciocnirea moleculelor active să aibă ca rezultat o transformare chimică, acestea trebuie să fie orientate astfel încât grupările reactive să intre în contact. În caz contrar, transformarea nu va avea loc. De exemplu, reacția de esterificare a acidului benzoic
va apărea numai atunci când o particulă care reacţionează se ciocneşte cu grupul _COOH. În alte orientări, reacția de esterificare este imposibilă. Raportul dintre numărul de orientări favorabile unei reacții și numărul total de orientări posibile determină valoarea entropiei de activare. Cu cât moleculele substanţelor care reacţionează sunt mai complexe, cu atât entropia de activare este mai mică şi viteza reacţiei chimice este mai mică.
Cataliză. Viteza reacțiilor chimice depinde în mare măsură de prezența catalizatorilor. De exemplu, reacția
2H2O2 = 2H2O + O2
merge foarte lent la temperatura camerei. Când se adaugă o cantitate mică de oxid de mangan (IV) MnO2 la peroxidul de hidrogen, reacția se desfășoară energic. Oxidul de mangan (IV) este un catalizator pentru descompunerea peroxidului de hidrogen.
Catalizatorii sunt substanțe care accelerează reacțiile chimice și rămân neschimbate chimic după reacții. Starea fizică a catalizatorului poate varia.
Există substanțe care încetinesc viteza reacțiilor chimice - inhibitori.
Se numesc catalizatori pentru diferite reacții chimice în organismele vii enzime.
Mulți catalizatori au selectivitate, sau selectivitatea, adică capacitatea de a accelera doar una dintre reacțiile posibile sau numai reacțiile unei clase. De exemplu, etanolul în prezența oxidului de aluminiu suferă o reacție de deshidratare:
,iar în prezența cuprului are loc o reacție de dehidrogenare:
.Activitatea catalizatorilor poate fi crescută prin adăugarea unor cantități mici de substanțe care nu au activitate catalitică și se numesc promotori sau activatori catalitici. De exemplu, oxidul de aluminiu Al 2 O 3 nu este un catalizator pentru sinteza amoniacului, dar adăugarea câtorva procente de Al 2 O 3 la catalizatorul pentru această reacție - fier - îi crește activitatea de 20 de ori. Prin urmare, Al203 este un promotor.
Pe de altă parte, activitatea catalizatorului scade brusc în prezența unor substanțe numite otravuri catalitice. Au și un efect selectiv. Astfel, fierul, catalizator pentru sinteza amoniacului, poate fi otrăvit cu oxigen, apă, monoxid de carbon (II) CO, hidrogen sulfurat H 2 S etc.
Dacă catalizatorul și reactanții sunt în aceeași stare de agregare, de obicei gazoasă, lichidă sau dizolvată, atunci cataliză se numește omogen. Soluțiile de acizi, baze, săruri ale elementelor d și solvenți acționează adesea ca catalizatori în cataliză omogenă.
Cataliza este eterogen, dacă catalizatorul și reactanții sunt în stări diferite de agregare sau formează faze independente. În acest caz, catalizatorii sunt cel mai adesea substanțe solide, de obicei elemente d sau compușii acestora.
Trebuie remarcat faptul că catalizatorii nu modifică entalpia și energia Gibbs a reacției și nu afectează poziția de echilibru chimic a reacției. Catalizatorii cresc doar rata reacțiilor directe și inverse în mod egal.
Cataliza omogenă. Mecanismul de acțiune al catalizatorilor se bazează pe teoria intermediarilor(N.D. Zelinsky, P. Sabatier). Conform acestei teorii, catalizatorul formează compuși intermediari cu substanțele care reacţionează. Energia de activare a acestui proces este mai mică decât energia de activare a unei reacții necatalitice, ceea ce duce la o creștere a ratei de conversie.
Să fie două reacții care au loc cu o rată scăzută:
A + B = AB; CD = C + D.
În prezența catalizatorului K, reacțiile au loc în două etape:
A + K = AK; CD + K = CDK,
unde sunt AK și CDK compuși intermediari (intermediari), formând produsele finale:
AK + B = AB + K; CDK = C + D + K.
Viteza de reacție va crește dacă energia de activare pentru formarea și descompunerea compușilor intermediari este mai mică decât energia de activare pentru reacția necatalitică. În caz contrar, viteza de reacție va scădea și substanța K va acționa ca un inhibitor. Din schemele de transformare rezultă că după reacție catalizatorul rămâne neschimbat chimic.
Diagrama energetică a reacției A + B = AB este prezentată în Fig. 4.3. Din figură rezultă: 1) energia din etapele intermediare este mai mică decât energia de activare a reacției necatalitice E *; 2) utilizarea unui catalizator nu modifică entalpia reacției Δ r H.
Un exemplu de cataliză omogenă poate fi producerea de acid sulfuric prin metoda turnului. Reacția necatalitică se desfășoară conform ecuației
2H2SO3 + O2 = 2H2SO4.
Catalizatorul este oxid de azot gazos (II) (NO), în prezența căruia reacția se desfășoară conform următoarei scheme:
2NO + O2 = 2NO2;
NO2 + H2S03 = H2S04 + NO.
În acest proces, NO2 este un compus intermediar.
Reacțiile catalitice omogene sunt procese enzimatice care au loc în organismele vii.
Un dezavantaj al proceselor catalitice industriale omogene este necesitatea de a separa produsele de reacție și catalizatorul. Din acest motiv, cataliza eterogenă este mai des folosită în industrie.
Cataliza eterogenă. Cea mai comună este cataliza heterogenă folosind catalizatori solizi și reactivi lichizi sau gazoși. Mecanismul de acțiune al catalizatorilor solizi este foarte complex și nu este pe deplin cunoscut. Există mai multe teorii ale catalizei eterogene.
Etapa inițială a catalizei eterogene este adsorbţie reactivi, de ex. legarea moleculelor de substanțe în reacție de suprafața unei alte substanțe, în acest caz de suprafața catalizatorului. Produsul interacțiunii catalizatorului cu substanțele care reacţionează poate fi considerat un compus intermediar. Procesul de adsorbție are loc în mai multe etape. Datorită difuziei, moleculele de substanțe care reacționează se apropie de suprafață, unde sunt adsorbite datorită reactivității ridicate a atomilor sau ionilor aflați în stratul de suprafață al catalizatorului. Acest lucru se explică prin nesaturarea legăturilor atomilor localizați pe suprafață, interacțiunea electrostatică asupra defectelor geometrice ale suprafeței și alte motive. Interacțiunea particulelor de reactiv adsorbite cu suprafața catalizatorului duce la o creștere a energiei lor. Din acest motiv procesul este numit adsorbție activată. Adsorbția activată nu are loc pe întreaga suprafață a catalizatorului, ci doar pe așa-numita centre active, al cărui rol îl joacă diverse defecte de suprafață. Numărul de situsuri active determină activitatea catalizatorului și depinde de metoda de preparare a catalizatorului și de suprafața acestuia. Din acest motiv, catalizatorii sunt aplicați de obicei pe suporturi poroase cu o suprafață foarte dezvoltată. Otrăvirea catalizatorilor cu otrăvuri catalitice se explică prin legarea centrilor activi de către acești compuși.
Ca urmare a adsorbției activate, structura electronică a moleculelor de reactiv se modifică, ceea ce duce la o scădere a energiei de activare, iar pe suprafața catalizatorului are loc o reacție chimică.
Produsul reacției chimice părăsește suprafața catalizatorului, adică. se întâmplă desorbtie, iar datorita difuziei trece in mediu.
Toate cele trei etape ale procesului catalitic eterogen - adsorbția, formarea unui complex activat și desorbția - sunt procese de activare și se caracterizează prin propriile energii de activare. Viteza unei reacții catalitice crește dacă energia de activare a fiecăreia dintre aceste etape este mai mică decât energia de activare a reacției necatalitice corespunzătoare (Fig. 4.4).
Un exemplu de cataliza heterogenă poate fi procesul de producere a acidului sulfuric printr-o metodă de contact folosind V 2 O 5 - oxid de vanadiu (V) - ca catalizator pentru oxidarea SO 2 cu oxigen. Reacția se desfășoară în următoarele etape:
V2O5. nSO 3 + SO 2 → V 2 O 4. (n+1)SO;
galben verde-albastru
V2O4. (n+1)SO 3 + 1/2O 2 → V 2 O 5 . (n+1)S03;
V2O5. (n+1)SO 3 → V 2 O 5 . nSO 3 + SO 3,
sau total SO 2 + 1/2O 2 → SO 3.
Compușii intermediari din această reacție sunt
sunt V2O4. (n+1)SO3 şi V2O5. (n+1)S03.
Întrebări și sarcini pentru auto-studiu
1. Definiți vitezele medii și adevărate ale unei reacții chimice.
2. Care este semnificația semnului pozitiv și negativ al vitezei unei reacții chimice?
3. Formulați legea acțiunii masei și scrieți expresia acesteia pentru reacția omogenă 2A + 3B.
4. Scrieți expresii pentru legea acțiunii masei (ecuații cinetice) folosind concentrațiile molare și presiunile parțiale pentru reacția directă:
a) N2H4 (g) + O2 (g) = N2 (g) + 2H20 (g);
b) Fe 3 O 4 (s) + CO (g) = 3FeO (s) + CO 2 (g);
c) 6НF (g) +N 2(g) =2NF 3(g) +3Н 2(g);
d) CuO (s) + C (T) = Cu (s) + CO (g).
5. Dați 2 exemple de reacții chimice omogene și eterogene. Scrieți expresiile pentru ele pentru viteza de reacție chimică.
6. De ce factori depinde valoarea numerică a constantei de viteză a unei reacții chimice?
7. Cum se va schimba viteza reacției directe SO 2 (g) + 2H 2 S (g) = 3S (t) + 2H 2 O (g) dacă: a) crește concentrația de oxid de sulf (IV) cu 4 ori; b) reduce concentrația de hidrogen sulfurat de 2 ori?
Răspuns: a) viteza de reacție va crește de 4 ori; b) viteza de reacție va scădea de 4 ori.
8. De câte ori viteza reacției inverse va fi mai mare decât viteza reacției directe în reacția 4NH 3 (g) + 3O 2 (g) ↔2N 2 (g) + 6H 2 O (g) dacă presiunea este dublată?
Raspuns: de 2 ori.
9. Formulaţi conceptele de ordine şi molecularitate a unei reacţii.
10. Cum putem trage o concluzie despre diferențele dintre ordinea adevărată și cea formală și molecularitate din ecuația unei reacții chimice?
11. Determinați ordinea formală și molecularitatea reacțiilor directe și inverse din exemplul 4c. Aceste reacții apar în una sau mai multe etape?
12. Formulați legea lui Van't Hoff.
13. Formulați definiția coeficientului termic al vitezei unei reacții chimice.
14. Sunt cunoscute reacțiile chimice care apar în solvenții lichizi cristalini cu coeficient termic γ<1. Как изменяется скорость этих реакций с увеличением температуры?
15. Coeficientul de temperatură al vitezei de reacție este 2. De câte ori se va schimba viteza de reacție dacă temperatura crește de la 20 la 80°C?
Răspuns: va crește de 64 de ori.
16. La ce temperatură se va finaliza reacția în 1 minut, dacă la o temperatură de 0°C are loc în 60 de minute? Coeficientul de temperatură al vitezei de reacție este 3.
Răspuns: 37,3°C.
17. Două reacții la o temperatură de 60°C se desfășoară cu aceeași viteză. Coeficientul de temperatură al vitezei primei reacții este 2, iar a doua este 3. Cum se vor raporta vitezele de reacție dacă prima este efectuată la o temperatură de 100 °C, iar a doua la o temperatură de 40 °C?
Răspuns: viteza primei reacții va crește de 16 ori, iar a doua va scădea de 9 ori. Raportul de viteză va fi v 1 / v 2 = 144.
18. Definiți energia de activare a unei reacții chimice.
19. Desenați o diagramă energetică a cursului unei reacții endoterme.
20. Cum afectează magnitudinea efectului termic al unei reacții chimice energia de activare? Spuneți motivele răspunsului dvs.
21. Pentru două reacții care au loc la aceleași temperaturi k 1 >k 2. Cum fac cantitățile și?
22. Definiți fenomenul de cataliză.
23. Cum puteți influența activitatea catalizatorului?
24. Desenați o diagramă energetică a unei reacții catalitice omogene. Descrieți principalele etape ale procesului.
25. Desenați diagrama energetică a unei reacții catalitice eterogene. Descrieți principalele etape ale procesului.
26. Indicați principalele domenii de aplicare a catalizei. Dați exemple de procese catalitice.
Sisteme. Dar această valoare nu reflectă posibilitatea reală ca reacția să aibă loc, ea vitezăși mecanism.
Pentru a înțelege pe deplin o reacție chimică, trebuie să cunoașteți ce tipare de timp există în timpul implementării acesteia, de exemplu. viteza de reactie chimicași mecanismul său detaliat. Studiați viteza și mecanismul reacției cinetica chimică- știința procesului chimic.
Din punct de vedere al cineticii chimice, reacțiile pot fi clasificate în simplu și complex.
Reacții simple– procese care au loc fără formarea de compuși intermediari. În funcție de numărul de particule care participă la el, ele sunt împărțite în monomolecular, bimolecular, trimolecular. Ciocnirea a mai mult de 3 particule este puțin probabilă, prin urmare reacțiile trimoleculare sunt destul de rare, iar reacțiile cu patru moleculare sunt necunoscute. Reacții complexe– procese formate din mai multe reacţii elementare.
Orice proces se desfășoară la viteza sa inerentă, care poate fi determinată de schimbările care apar într-o anumită perioadă de timp. Medie viteza de reactie chimica exprimată prin modificarea cantității de substanță n substanță consumată sau primită pe unitatea de volum V pe unitatea de timp t.
υ = ± dn/ dt· V
Dacă se consumă o substanță, atunci punem semnul „-” dacă se acumulează, punem semnul „+”.
La volum constant:
υ = ± dC/ dt,
Viteza de reacție unitate mol/l s
În general, υ este o valoare constantă și nu depinde de substanța care participă la reacția pe care o monitorizăm.
Dependența concentrației unui reactiv sau produs de timpul de reacție este prezentată sub formă curba cinetica, care arată astfel:
Este mai convenabil să se calculeze υ din datele experimentale dacă expresiile de mai sus sunt transformate în următoarea expresie:
Legea acțiunii în masă. Ordinea și constanta de viteză a reacției
Una dintre formulări legea acțiunii în masă suna asa: Viteza unei reacții chimice omogene elementare este direct proporțională cu produsul concentrațiilor reactanților.
Dacă procesul studiat este reprezentat sub forma:
a A + b B = produse
atunci se poate exprima viteza unei reacții chimice ecuația cinetică:
υ = k [A] a [B] b sau
υ = k·C a A ·C b B
Aici [ O] Și [B] (C A ŞiC B) - concentrațiile de reactivi,
a sib– coeficienții stoichiometrici ai unei reacții simple,
k– constanta vitezei de reacție.
Sensul chimic al cantității k- Asta viteza de reactie la concentrații unice. Adică, dacă concentrațiile substanțelor A și B sunt egale cu 1, atunci υ = k.
Trebuie avut în vedere că în procesele chimice complexe coeficienţii a sib nu coincid cu cele stoichiometrice.
Legea acțiunii în masă este îndeplinită dacă sunt îndeplinite un număr de condiții:
- Reacția este activată termic, adică. energia mișcării termice.
- Concentrația de reactivi este distribuită uniform.
- Proprietățile și condițiile mediului nu se modifică în timpul procesului.
- Proprietățile mediului nu ar trebui să afecteze k.
La procese complexe legea acțiunii în masă nu poate fi aplicat. Acest lucru poate fi explicat prin faptul că un proces complex constă din mai multe etape elementare, iar viteza lui nu va fi determinată de viteza totală a tuturor etapelor, ci doar de o etapă cea mai lentă, care se numește limitare.
Fiecare reacție are propria sa comanda. Defini ordin privat (parțial). prin reactiv și ordine generală (deplină).. De exemplu, în exprimarea vitezei unei reacții chimice pentru un proces
a A + b B = produse
υ = k·[ O] o·[ B] b
o– comanda după reactiv O
b — comandați după reactiv ÎN
Procedura generala o + b = n
Pentru procese simple ordinea de reacţie indică numărul de specii care reacţionează (coincide cu coeficienţii stoichiometrici) şi ia valori întregi. Pentru procese complexe ordinea reacției nu coincide cu coeficienții stoichiometrici și poate fi oricare.
Să determinăm factorii care influențează viteza reacției chimice υ.
Dependența vitezei de reacție de concentrația reactanților
determinată de legea acțiunii în masă: υ = k[ O] o·[ B] b
Este evident că odată cu creșterea concentrațiilor de reactanți, υ crește, deoarece numărul de ciocniri între substanțele care participă la procesul chimic crește. Mai mult, este important să se țină cont de ordinea reacției: dacă este n=1 pentru un anumit reactiv, atunci viteza acestuia este direct proporțională cu concentrația acestei substanțe. Dacă pentru orice reactiv n=2, apoi dublarea concentrației sale va duce la o creștere a vitezei de reacție de 2 2 = 4 ori, iar creșterea concentrației de 3 ori va accelera reacția de 3 2 = 9 ori.