Dzīvē mēs saskaramies ar dažādām ķīmiskām reakcijām. Daži no tiem, piemēram, dzelzs rūsēšana, var ilgt vairākus gadus. Citiem, piemēram, cukura fermentēšanai alkoholā, nepieciešamas vairākas nedēļas. Krāsnī malka izdeg pāris stundu laikā, bet benzīns dzinējā - sekundes sekundes laikā.
Lai samazinātu aprīkojuma izmaksas, ķīmiskās rūpnīcas palielina reakciju ātrumu. Ir jāpalēnina daži procesi, piemēram, pārtikas sabojāšanās, metāla korozija.
Ķīmiskās reakcijas ātrums var izteikt kā vielas daudzuma izmaiņas (n, modulo) laika vienībā (t) - salīdziniet kustīgā ķermeņa ātrumu fizikā kā koordinātu izmaiņas laika vienībā: υ = Δx / Δt. Lai ātrums nebūtu atkarīgs no trauka tilpuma, kurā notiek reakcija, mēs sadalām izteiksmi ar reaģējošo vielu tilpumu (v), tas ir, mēs iegūstam- vielas daudzuma izmaiņas laika vienībā tilpuma vienībā vai vienas vielas koncentrācijas izmaiņas laika vienībā:
n 2 - n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс / Δt (1)
(t 2 - t 1) v Δt v
kur c = n / v ir vielas koncentrācija,
Δ (lasīt "delta") ir vispārpieņemtais apzīmējums vērtības izmaiņām.
Ja vielām vienādojumā ir atšķirīgi koeficienti, katrai no tām reakcijas ātrums, kas aprēķināts, izmantojot šo formulu, būs atšķirīgs. Piemēram, 2 moli sēra dioksīda 1 litrā 10 sekundēs pilnībā reaģēja ar 1 molu skābekļa:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
Skābekļa līmenis būs: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol / l · s
Sēra gāzes ātrums: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol / l · s- tas nav jāiegaumē un jāsaka eksāmenā, tiek dots piemērs, lai neapjuktu, ja rodas šis jautājums.
Heterogēnu reakciju ātrumu (iesaistot cietās vielas) bieži izsaka vienā saskares virsmu laukuma vienībā:
Δn
υ = –––––– (2)
Δt S
Reakcijas sauc par neviendabīgām, ja reaģējošās vielas atrodas dažādās fāzēs:
- cieta viela ar citu cietu vielu, šķidrumu vai gāzi,
- divi nesajaucami šķidrumi,
- šķidrums ar gāzi.
Starp vielām vienā fāzē notiek viendabīgas reakcijas:
- starp labi sajaucamiem šķidrumiem,
- gāzes
- vielas šķīdumos.
Apstākļi, kas ietekmē ķīmisko reakciju ātrumu
1) Reakcijas ātrums ir atkarīgs no reaģentu raksturs... Vienkārši sakot, dažādas vielas reaģē ar dažādu ātrumu. Piemēram, cinks spēcīgi reaģē ar sālsskābi un dzelzi diezgan lēni.
2) Reakcijas ātrums ir lielāks, jo lielāks koncentrēšanās vielas. Ar ļoti atšķaidītu skābi cinks reaģēs daudz ilgāk.
3) Reakcijas ātrums ievērojami palielinās, palielinoties temperatūra... Piemēram, lai sadedzinātu degvielu, ir nepieciešams to aizdedzināt, tas ir, paaugstināt temperatūru. Daudzām reakcijām temperatūras paaugstināšanos par 10 ° C pavada ātruma palielināšanās ar koeficientu 2–4.
4) Ātrums neviendabīgs reakcijas palielinās, pieaugot reaģentu virsmas... Cietie materiāli parasti tiek tam sasmalcināti. Piemēram, lai dzelzs un sēra pulveri reaģētu sildot, dzelzim jābūt smalkas zāģu skaidas formā.
Lūdzu, ņemiet vērā, ka šajā gadījumā ir norādīta (1) formula! Formula (2) izsaka ātrumu uz laukuma vienību, tāpēc tas nevar būt atkarīgs no apgabala.
5) Reakcijas ātrums ir atkarīgs no katalizatoru vai inhibitoru klātbūtnes.
Katalizatori- vielas, kas paātrina ķīmiskās reakcijas, bet tās pašas netiek patērētas. Piemērs ir vardarbīga ūdeņraža peroksīda sadalīšanās, pievienojot katalizatoru - mangāna (IV) oksīdu:
2H2O2 = 2H20 + O2
Mangāna (IV) oksīds paliek apakšā, un to var atkārtoti izmantot.
Inhibitori- vielas, kas palēnina reakciju. Piemēram, karstā ūdens sildīšanas sistēmai pievieno korozijas inhibitorus, lai pagarinātu cauruļu un radiatoru kalpošanas laiku. Automašīnās korozijas inhibitorus pievieno bremzēm, dzesēšanas šķidrumam.
Vēl daži piemēri.
Darba mērķis:ķīmiskās reakcijas ātruma un tās atkarības no dažādiem faktoriem: reaģējošo vielu raksturs, koncentrācija, temperatūra.
Ķīmiskās reakcijas notiek dažādos ātrumos. Ķīmiskās reakcijas ātrums ko sauc par reaģenta koncentrācijas izmaiņām laika vienībā. Tas ir vienāds ar mijiedarbību skaitu laika vienībā uz tilpuma vienību reakcijai, kas norisinās viendabīgā sistēmā (homogēnām reakcijām), vai ar saskarnes vienību reakcijām, kas norisinās neviendabīgā sistēmā (neviendabīgām reakcijām).
Vidējais reakcijas ātrums v sal... laika intervālā no t 1 pirms t 2 nosaka attiecības:
Kur C 1 un C 2- jebkura reakcijas dalībnieka molārā koncentrācija reizēm t 1 un t 2 attiecīgi.
Zīme “-” pirms frakcijas attiecas uz izejvielu koncentrāciju Δ NO < 0, знак “+” – к концентрации продуктов реакции, ΔNO > 0.
Galvenie faktori, kas ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu: reaģējošo vielu veids, to koncentrācija, spiediens (ja reakcijā ir iesaistītas gāzes), temperatūra, katalizators, saskarnes laukums neviendabīgām reakcijām.
Lielākā daļa ķīmisko reakciju ir sarežģīti procesi, kas notiek vairākos posmos, t.i. kas sastāv no vairākiem elementāriem procesiem. Elementāras vai vienkāršas reakcijas ir reakcijas, kas notiek vienā posmā.
Elementārām reakcijām reakcijas ātruma atkarību no koncentrācijas izsaka masas darbības likums.
Nemainīgā temperatūrā ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģentu koncentrāciju reizinājumam, kas izteikts ar stehiometriskiem koeficientiem.
Par reakciju kopumā
a A + b B ... → c C,
saskaņā ar masu darbības likumu v ko izsaka attiecība
v = K ∙ s (A) a ∙ s (B) b,
Kur s (A) un c (B)- reaģentu A un B molārā koncentrācija;
TO Vai šīs reakcijas ātruma konstante ir vienāda ar v, ja s (A) a= 1 un c (B) b= 1, un atkarībā no reaģentu veida, temperatūras, katalizatora, saskarnes laukuma neviendabīgām reakcijām.
Izteiksmi reakcijas ātruma atkarībai no koncentrācijas sauc par kinētisko vienādojumu.
Sarežģītu reakciju gadījumā masu darbības likums ir piemērojams katram atsevišķam posmam.
Heterogēnām reakcijām kinētiskais vienādojums ietver tikai gāzveida un izšķīdušo vielu koncentrāciju; tātad, par ogļu dedzināšanu
C (c) + O 2 (g) → CO 2 (g)
ātruma vienādojumam ir forma
v = K ∙ s (O 2)
Daži vārdi par reakcijas molekulārumu un kinētisko kārtību.
Koncepcija "Reakcijas molekularitāte" attiecas tikai uz vienkāršām reakcijām. Reakcijas molekulīgums raksturo daļiņu skaitu, kas piedalās elementārajā mijiedarbībā.
Izšķir mono-, bi- un trimolekulārās reakcijas, kurās piedalās attiecīgi viena, divas un trīs daļiņas. Trīs daļiņu vienlaicīgas sadursmes varbūtība ir maza. Elementārs vairāk nekā trīs daļiņu mijiedarbības process nav zināms. Elementāru reakciju piemēri:
N 2 O 5 → NO + NO + O 2 (vienmolekulārs)
H 2 + I 2 → 2HI (bimolekulārs)
2NO + Cl 2 → 2NOCl (trimolekulārs)
Vienkāršo reakciju molekulīgums sakrīt ar vispārējo reakcijas kinētisko kārtību. Reakcijas secība nosaka ātruma atkarības no koncentrācijas raksturu.
Reakcijas vispārējā (kopējā) kinētiskā secība ir eksponentu summa reaktantu koncentrācijās reakcijas ātruma vienādojumā, kas noteikta eksperimentāli.
Temperatūrai paaugstinoties, vairums ķīmisko reakciju palielinās. Reakcijas ātruma atkarību no temperatūras aptuveni nosaka Van't Hoff likums.
Kad temperatūra paaugstinās ik pēc 10 grādiem, lielākās daļas reakciju ātrums palielinās 2-4 reizes.
kur un kur ir reakcijas ātrums attiecīgi temperatūrā t 2 un t 1 (t 2> t 1);
γ ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients, tas ir skaitlis, kas parāda, cik reizes palielinās ķīmiskās reakcijas ātrums, temperatūrai paaugstinoties par 10 0.
Izmantojot Van't Hoff likumu, ir iespējams aptuveni novērtēt tikai temperatūras ietekmi uz reakcijas ātrumu. Precīzāks temperatūras reakcijas ātruma atkarības apraksts ir iespējams Arrhenius aktivācijas teorijas ietvaros.
Viena no ķīmiskās reakcijas paātrināšanas metodēm ir katalīze, kas tiek veikta ar vielu (katalizatoru) palīdzību.
Katalizatori- tās ir vielas, kas maina ķīmiskās reakcijas ātrumu atkārtotas piedalīšanās starpposma ķīmiskā mijiedarbībā ar reakcijas reaģentiem, bet pēc katra starpposma mijiedarbības cikla atjauno to ķīmisko sastāvu.
Katalizatora darbības mehānisms tiek samazināts līdz reakcijas aktivācijas enerģijas vērtības samazinājumam, t.i. starpības samazināšanās starp aktīvo molekulu vidējo enerģiju (aktīvo kompleksu) un izejvielu molekulu vidējo enerģiju. Šajā gadījumā palielinās ķīmiskās reakcijas ātrums.
7.1. Homogēnas un neviendabīgas reakcijas
Ķīmiskās vielas var būt dažādos agregācijas stāvokļos, savukārt to ķīmiskās īpašības dažādos stāvokļos ir vienādas, bet aktivitāte ir atšķirīga (kas tika parādīts pēdējā lekcijā, izmantojot ķīmiskās reakcijas termiskās iedarbības piemēru).
Apsvērsim dažādas agregātstāvokļu kombinācijas, kurās var būt divas vielas A un B.
A (g.), B (g.) |
||||||||||||||||||||||||||||||
A (tv.), B (tv.) | A (f.), B (tv.) | sajaukt | A (tv.), B (g.) | A (f.), B (g.) |
||||||||||||||||||||||||||
sajaukt | (risinājums) | |||||||||||||||||||||||||||||
neviendabīgs | neviendabīgs | neviendabīgs | viendabīgs | neviendabīgs | neviendabīgs | viendabīgs |
||||||||||||||||||||||||
Hg (f) + HNO3 | H2O + D2O | Fe + O2 | H2 S + H2 SO4 | CO + O2 |
||||||||||||||||||||||||||
Fāze ir ķīmiskās sistēmas reģions, kurā visas sistēmas īpašības ir nemainīgas (vienādas) vai nepārtraukti mainās no punkta uz punktu. Katra no cietajām daļām ir atsevišķas fāzes, turklāt ir šķīduma un gāzes fāzes.
Tiek saukts viendabīgs ķīmiskā sistēma, kurā visas vielas atrodas vienā fāzē (šķīdumā vai gāzē). Ja ir vairākas fāzes, tad tiek izsaukta sistēma
neviendabīgs.
Respektīvi ķīmiskā reakcija sauc par viendabīgiem, ja reaģenti atrodas vienā fāzē. Ja reaģenti ir dažādās fāzēs, tad ķīmiskā reakcija sauc par neviendabīgu.
Ir viegli saprast, ka, tā kā ķīmiskajai reakcijai nepieciešams reaģentu kontakts, viendabīga reakcija vienlaikus notiek visā šķīduma vai reakcijas trauka tilpumā, savukārt neviendabīga reakcija notiek šaurā saskarē starp fāzēm - saskarnē. Tādējādi tīri teorētiski viendabīga reakcija notiek ātrāk nekā neviendabīga.
Tādējādi mēs pārietam pie jēdziena ķīmiskās reakcijas ātrums.
Ķīmiskās reakcijas ātrums. Aktieru masu likums. Ķīmiskais līdzsvars.
7.2. Ķīmiskās reakcijas ātrums
Ķīmijas sadaļa, kurā tiek pētīti ķīmisko reakciju ātrumi un mehānismi, ir fizikālās ķīmijas sadaļa, un to sauc ķīmiskā kinētika.
Ķīmiskās reakcijas ātrums ir vielas daudzuma izmaiņas laika vienībā reakcijas sistēmas tilpuma vienībā (homogēnai reakcijai) vai virsmas laukuma vienībai (neviendabīgai reakcijai).
Tādējādi, ja apjoms | vai apgabals | interfeiss |
|||||||||
nemainās, tad ķīmisko reakciju ātruma izteiksmēm ir šāda forma: |
|||||||||||
hom o | |||||||||||
Vielas daudzuma izmaiņu attiecību pret sistēmas tilpumu var interpretēt kā izmaiņas noteiktas vielas koncentrācijā.
Ņemiet vērā, ka reaģentiem ķīmiskās reakcijas ātruma izteiksme tiek rakstīta ar mīnus zīmi, jo reaģentu koncentrācija samazinās un ķīmiskās reakcijas ātrums parasti ir pozitīvs.
Turpmākie secinājumi ir balstīti uz vienkāršiem fiziskiem apsvērumiem, kas ķīmisko reakciju uzskata par vairāku daļiņu mijiedarbības sekām.
Elementāra (vai vienkārša) ir ķīmiska reakcija, kas notiek vienā posmā. Ja ir vairāki posmi, tad šādas reakcijas sauc par sarežģītām, saliktām vai rupjām.
1867. gadā tika ierosināts aprakstīt ķīmiskās reakcijas ātrumu masu darbības likums: elementāras ķīmiskās reakcijas ātrums, kas proporcionāls reaģentu koncentrācijām stehiometrisko koeficientu n A + m B P lielumos,
A, B - reaģenti, P - produkti, n, m - koeficienti.
W = k n m
Koeficientu k sauc par ķīmiskās reakcijas ātruma konstanti,
raksturo mijiedarbojošos daļiņu raksturu un nav atkarīgs no daļiņu koncentrācijas.
Ķīmiskās reakcijas ātrums. Aktieru masu likums. Ķīmiskais līdzsvars. Tiek saukti lielumi n un m reakcijas secība pēc vielas Attiecīgi A un B un
to summa (n + m) - reakcijas secība.
Elementārām reakcijām reakcijas secība var būt 1, 2 un 3.
Elementāras reakcijas ar 1. pakāpi tiek sauktas par monomolekulārām, ar 2. pakāpi - bimolekulārām, ar 3. pakāpi - trimolekulārām pēc iesaistīto molekulu skaita. Elementāras reakcijas, kas augstākas par trešo pakāpi, nav zināmas - aprēķini rāda, ka vienlaicīga četru molekulu tikšanās vienā brīdī ir pārāk neticams notikums.
Tā kā sarežģīta reakcija sastāv no noteiktas elementāru reakciju secības, tās ātrumu var izteikt kā atsevišķu reakcijas posmu ātrumus. Tādēļ sarežģītām reakcijām secība var būt jebkura, ieskaitot daļēju vai nulli (nulles reakcijas secība norāda, ka reakcija notiek nemainīgā ātrumā un nav atkarīga no reaģējošo daļiņu koncentrācijas W = k).
Vislēnāko no sarežģītā procesa posmiem parasti sauc par ātruma ierobežošanas posmu (ātruma ierobežošanas posmu).
Iedomājieties, ka liels skaits molekulu ir nonākuši bezmaksas kinoteātrī, bet pie ieejas ir kontrolieris, kurš pārbauda katras molekulas vecumu. Tāpēc kino durvīs ienāk vielas straume, un molekulas pa vienai iekļūst kino zālē, t.i. ļoti lēni.
Pirmās kārtas elementāru reakciju piemēri ir termiskās vai radioaktīvās sabrukšanas procesi, attiecīgi ātruma konstante k raksturo vai nu ķīmiskās saites pārrāvuma varbūtību, vai sabrukšanas varbūtību laika vienībā.
Ir daudz elementāru otrās kārtas reakciju piemēru - tas ir vispazīstamākais reakcijas plūsmas veids - daļiņa A atsitās pret daļiņu B, notika kaut kāda transformācija un kaut kas notika (ņemiet vērā, ka produkti teorētiski neko neietekmē - visu uzmanību pievērš tikai reaģējošajām daļiņām).
Gluži pretēji, ir diezgan daudz elementāru trešās kārtas reakciju, jo ir diezgan reti trīs daļiņas vienlaicīgi satikties.
Kā piemēru ņemiet vērā ķīmiskās kinētikas prognozēšanas spēku.
Ķīmiskās reakcijas ātrums. Aktieru masu likums. Ķīmiskais līdzsvars.
Pirmās kārtas kinētiskais vienādojums
(ilustratīvs papildu materiāls)
Apsveriet homogēnu pirmās kārtas reakciju, kuras ātruma konstante ir vienāda ar k, vielas A sākotnējā koncentrācija ir vienāda ar [A] 0.
Pēc definīcijas homogēnas ķīmiskās reakcijas ātrums ir |
||||||||||||||||||
K [A] | koncentrācijas izmaiņas laika vienībā. Times viela A - |
|||||||||||||||||
reaģentu, ielieciet mīnusa zīmi. | ||||||||||||||||||
Šādu vienādojumu sauc par diferenciālo (ir |
||||||||||||||||||
atvasinājums) | ||||||||||||||||||
[A] | Lai to atrisinātu, mēs pārvietojam daudzumus uz kreiso pusi |
|||||||||||||||||
koncentrēšanās un īstajā laikā. | ||||||||||||||||||
Ja divu funkciju atvasinājumi ir vienādi, tad pašas funkcijas |
||||||||||||||||||
jāatšķiras ne vairāk kā ar konstanti. | ||||||||||||||||||
Lai atrisinātu šo vienādojumu, paņemiet kreisās puses integrāli (pāri |
||||||||||||||||||
koncentrācija) un labā puse (laikā). Lai nebiedētu |
||||||||||||||||||
ln [A] = −kt + C | klausītāji, mēs aprobežosimies ar atbildi. | |||||||||||||||||
Zīme ln ir dabiskais logaritms, t.i. skaitlis b tāds, ka | ||||||||||||||||||
= [A], e = 2,71828 ... | ||||||||||||||||||
ln [A] - ln0 = - kt | Konstantu C nosaka pēc sākotnējiem apstākļiem: | |||||||||||||||||
pie t = 0 sākotnējā koncentrācija ir [A] 0 | ||||||||||||||||||
[A] | Logaritma laiki - | tas ir skaitļa spēks, mēs izmantojam spēku īpašības |
||||||||||||||||
[A] 0 | e a− b = | |||||||||||||||||
Tagad atbrīvosimies no pretējā logaritma (skat. Definīciju |
||||||||||||||||||
logaritms 6-7 līnijas augstāks), | kāpēc mēs palielināsim skaitli | |||||||||||||||||
līdz vienādojuma kreisās puses un vienādojuma labās puses jaudai. | ||||||||||||||||||
[A] | E - kt | Reizināt ar [A] 0 | ||||||||||||||||
[A] 0 | ||||||||||||||||||
Pirmās kārtas kinētiskais vienādojums. | ||||||||||||||||||
[A] = 0 × e - kt | Pamatojoties | iegūtais pirmās kinētiskais vienādojums |
||||||||||||||||
pasūtījums var | aprēķināts | vielas koncentrācija | ||||||||||||||||
jebkurā brīdī | ||||||||||||||||||
Mūsu kursa vajadzībām šis secinājums ir paredzēts informatīviem nolūkiem, lai parādītu matemātiskā aparāta izmantošanu ķīmiskās reakcijas norises aprēķināšanai. Līdz ar to kompetents ķīmiķis nevar nezināt matemātiku. Mācies matemātiku!
Ķīmiskās reakcijas ātrums. Aktieru masu likums. Ķīmiskais līdzsvars. Reaģentu un produktu koncentrācijas laika grafiku var kvalitatīvi attēlot šādi (izmantojot neatgriezeniskas pirmās kārtas reakcijas piemēru)
Faktori, kas ietekmē reakcijas ātrumu
1. Reaģējošo vielu veids
Piemēram, šādu vielu reakcijas ātrums: H2S04, CH3COOH, H2S, CH3OH - ar hidroksīda jonu atšķirsies atkarībā no H-O saites stiprības. Lai novērtētu šīs saites stiprumu, varat izmantot ūdeņraža atoma relatīvā pozitīvā lādiņa vērtību: jo lielāks lādiņš, jo vieglāk notiks reakcija.
2. Temperatūra
Dzīves pieredze mums saka, ka reakcijas ātrums ir atkarīgs no temperatūras un palielinās, pieaugot temperatūrai. Piemēram, piena skābēšanas process notiek ātrāk istabas temperatūrā, nevis ledusskapī.
Pievērsīsimies masu darbības likuma matemātiskajai izteiksmei.
W = k n m
Tā kā šīs izteiksmes kreisā puse (reakcijas ātrums) ir atkarīga no temperatūras, tāpēc izteiksmes labā puse ir atkarīga arī no temperatūras. Šajā gadījumā koncentrācija, protams, nav atkarīga no temperatūras: piemēram, piens saglabā 2,5% tauku saturu gan ledusskapī, gan istabas temperatūrā. Tad, kā mēdza teikt Šerloks Holmss, atlikušais risinājums ir pareizs, lai cik dīvaini tas arī nešķistu: ātruma konstante ir atkarīga no temperatūras!
Ķīmiskās reakcijas ātrums. Aktieru masu likums. Ķīmiskais līdzsvars. Reakcijas ātruma konstantes atkarību no temperatūras izsaka ar Arrhenius vienādojumu:
- E a
k = k0 eRT,
kurā
R = 8,314 J mol-1 K-1 - universāla gāzes konstante,
E a ir reakcijas aktivācijas enerģija (skatīt zemāk), to parasti uzskata par neatkarīgu no temperatūras;
k 0 ir pirmseksponenciāls faktors (t.i., faktors, kas stāv pirms eksponenta e), kura vērtība arī ir gandrīz neatkarīga no temperatūras un ko vispirms nosaka reakcijas kārtība.
Tādējādi k0 vērtība ir aptuveni 1013 s-1 pirmās kārtas reakcijai un 10-10 L mol-1 s-1 otrās kārtas reakcijai,
trešās kārtas reakcijai - 10 -33 l2 · mol-2 · s-1. Šīs vērtības nav jāiegaumē.
Katras reakcijas precīzās k0 vērtības tiek noteiktas eksperimentāli.
Aktivizācijas enerģijas jēdziens kļūst skaidrs no šāda attēla. Faktiski aktivācijas enerģija ir enerģija, kurai jābūt reaģējošai daļiņai, lai notiktu reakcija.
Turklāt, ja mēs sildām sistēmu, tad daļiņu enerģija palielinās (punktēts grafiks), bet pārejas stāvoklis (≠) paliek tajā pašā līmenī. Enerģijas starpība starp pārejas stāvokli un reaģentiem (aktivācijas enerģija) samazinās, un reakcijas ātrums saskaņā ar Arrhenius vienādojumu palielinās.
Ķīmiskās reakcijas ātrums. Aktieru masu likums. Ķīmiskais līdzsvars. Papildus Arrhenius vienādojumam ir Van't Hoff vienādojums, kas
raksturo reakcijas ātruma atkarību no temperatūras, izmantojot temperatūras koeficientu γ:
Temperatūras koeficients γ parāda, cik reizes palielināsies ķīmiskās reakcijas ātrums, temperatūrai mainoties par 10o.
Van'ta Hofa vienādojums:
T 2− T 1
W (T2) = W (T1) × γ10
Parasti γ koeficients ir robežās no 2 līdz 4. Šī iemesla dēļ ķīmiķi bieži izmanto aproksimāciju, ka temperatūras paaugstināšanās par 20 ° noved pie reakcijas ātruma palielināšanās par lieluma pakāpi (ti, 10 reizes). .
Ķīmiskās reakcijas ātrums
Ķīmiskās reakcijas ātrums- vienas reaģējošās vielas daudzuma izmaiņas laika vienībā reakcijas telpas vienībā. Tas ir galvenais jēdziens ķīmiskajā kinētikā. Ķīmiskās reakcijas ātrums vienmēr ir pozitīva vērtība, tādēļ, ja to nosaka sākotnējā viela (kuras koncentrācija reakcijas laikā samazinās), tad iegūto vērtību reizina ar −1.
Piemēram, reakcijai:
ātruma izteiksme izskatīsies šādi:
... Ķīmiskās reakcijas ātrums katrā laika momentā ir proporcionāls reaģentu koncentrācijām, kas paaugstinātas līdz jaudām, kas vienādas ar to stehiometriskajiem koeficientiem.Elementārām reakcijām eksponents katras vielas koncentrācijā bieži vien ir vienāds ar tā stehiometrisko koeficientu; sarežģītām reakcijām šis noteikums netiek ievērots. Papildus koncentrācijai ķīmiskās reakcijas ātrumu ietekmē šādi faktori:
- reaģentu raksturs,
- katalizatora klātbūtne,
- temperatūra (Van't Hoff likums),
- spiediens,
- reaģentu virsmas laukums.
Ja mēs apsvērsim vienkāršāko ķīmisko reakciju A + B → C, tad to pamanīsim tūlītējaķīmiskās reakcijas ātrums ir mainīgs.
Literatūra
- Kubasova A.A. ķīmiskā kinētika un katalīze.
- Prigogine I., Defey R. Ķīmiskā termodinamika. Novosibirska: Nauka, 1966.510 lpp.
- Yablonsky G.S., Bykov V.I., Gorban A.N., Katalītisko reakciju kinētiskie modeļi, Novosibirska: Nauka (Sibīrijas filiāle), 1983.- 255 lpp.
Wikimedia Foundation. 2010. gads.
- Velsiešu valodas dialekti angļu valodā
- Zāģis (filmu sērija)
Skatiet, kas ir "ķīmiskās reakcijas ātrums" citās vārdnīcās:
ĶĪMISKĀS REAKCIJAS ĀTRUMS- ķīmiskās kinētikas pamatjēdziens. Vienkāršām viendabīgām reakcijām ķīmiskās reakcijas ātrumu mēra pēc reaģējošās vielas molu skaita izmaiņām (pie nemainīga sistēmas tilpuma) vai ar jebkuras izejvielas koncentrācijas izmaiņām. Lielā enciklopēdiskā vārdnīca
ĶĪMISKĀS REAKCIJAS ĀTRUMS- ķīmijas pamatjēdziens. kinētika, kas izsaka reaģējušās vielas daudzuma (molos) attiecību pret laika ilgumu, kurā mijiedarbība notika. Tā kā reaģentu koncentrācija mijiedarbības laikā mainās, ātrums parasti ... Lielā Politehniskā enciklopēdija
ķīmiskās reakcijas ātrums- vērtība, kas raksturo ķīmiskās reakcijas intensitāti. Reakcijas produkta veidošanās ātrums ir šī produkta daudzums reakcijas rezultātā laika vienībā tilpuma vienībā (ja reakcija ir viendabīga) vai ...
ķīmiskās reakcijas ātrums- ķīmiskās kinētikas pamatjēdziens. Vienkāršām viendabīgām reakcijām ķīmiskās reakcijas ātrumu mēra pēc reaģējošās vielas molu skaita izmaiņām (pie nemainīga sistēmas tilpuma) vai ar jebkuras izejvielas koncentrācijas izmaiņām. enciklopēdiska vārdnīca
Ķīmiskās reakcijas ātrums- vērtība, kas raksturo ķīmiskās reakcijas intensitāti (sk. Ķīmiskās reakcijas). Reakcijas produkta veidošanās ātrums ir šī produkta daudzums, kas rodas reakcijas rezultātā laika vienībā tilpuma vienībā (ja ...
ĶĪMISKĀS REAKCIJAS ĀTRUMS- galvenais. ķīmijas jēdziens. kinētika. Vienkāršām viendabīgām reakcijām C. x. R. mēra pēc izmaiņām molu skaitā, kas reaģējuši VA (pie nemainīga sistēmas tilpuma) vai ar jebkura sākotnējā B vai reakcijas produkta koncentrācijas izmaiņām (ja sistēmas tilpums ...
ĶĪMISKĀS REAKCIJAS MEHĀNISMS- Sarežģītām reakcijām, kas sastāv no vairākām. posmi (vienkāršas vai elementāras reakcijas), mehānisms ir posmu kopums, kā rezultātā sākuma in va tiek pārvērsti produktos. Starpnieks šajās reakcijās var darboties kā molekulas, ... ... Dabaszinātnes. enciklopēdiska vārdnīca
Nukleofilās aizvietošanas reakcijas- (angļu valodas nukleofilās aizvietošanas reakcijas) aizstāšanas reakcijas, kurās uzbrukumu veic nukleofilu reaģents, kas satur vientuļa elektronu pāri. Nukleofilo aizstāšanas reakciju atstājošo grupu sauc par nukleofuge. Viss ... Vikipēdija
Ķīmiskās reakcijas- dažu vielu pārveidošana citās, kas atšķiras no sākotnējās ķīmiskā sastāva vai struktūras ziņā. Katra noteiktā elementa kopējais atomu skaits, kā arī paši ķīmiskie elementi, kas veido vielu, paliek ķīmiskajā sastāvā. nemainīgs; šis R. x ... Lielā padomju enciklopēdija
vilkšanas ātrums- metāla kustības lineārs ātrums pie izejas no formas, m / s. Mūsdienu zīmēšanas mašīnās vilkšanas ātrums sasniedz 50 līdz 80 m / s. Tomēr pat velkot vadu, ātrums parasti nepārsniedz 30-40 m / s. Kad ... ... Enciklopēdiska metalurģijas vārdnīca
DEFINĪCIJA
Ķīmiskā kinētika- doktrīna par ķīmisko reakciju ātrumu un mehānismiem.
Reakciju ātruma izpēte, datu iegūšana par faktoriem, kas ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu, kā arī ķīmisko reakciju mehānismu izpēte tiek veikta eksperimentāli.
DEFINĪCIJA
Ķīmiskās reakcijas ātrums- vienas reaģējošas vielas vai reakcijas produkta koncentrācijas izmaiņas laika vienībā ar nemainīgu sistēmas tilpumu.
Homogēnu un neviendabīgu reakciju ātrumu nosaka atšķirīgi.
Ķīmiskās reakcijas ātruma mēra definīciju var uzrakstīt matemātiskā formā. Ļaujiet būt ķīmiskās reakcijas ātrumam viendabīgā sistēmā, n B - jebkuras reakcijas laikā iegūto vielu mola skaits, V - sistēmas tilpums, - laiks. Tad ierobežojumā:
Šo vienādojumu var vienkāršot - vielas daudzuma un tilpuma attiecība ir vielas molārā koncentrācija n B / V = c B, no kurienes dn B / V = dc B un visbeidzot:
Praksē vienas vai vairāku vielu koncentrāciju mēra ar noteiktiem intervāliem. Sākotnējo vielu koncentrācija laika gaitā samazinās, savukārt produktu koncentrācija palielinās (1. attēls).
Att. 1. Sākotnējās vielas (a) un reakcijas produkta (b) koncentrācijas izmaiņas laika gaitā
Faktori, kas ietekmē ķīmiskās reakcijas ātrumu
Ķīmiskās reakcijas ātrumu ietekmējošie faktori ir: reaģējošo vielu raksturs, to koncentrācija, temperatūra, katalizatoru klātbūtne sistēmā, spiediens un tilpums (gāzes fāzē).
Koncentrācijas ietekme uz ķīmiskās reakcijas ātrumu ir saistīta ar ķīmiskās kinētikas pamatlikumu - masu darbības likumu (MAS): ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls paaugstināto reaģentu koncentrāciju reizinājumam. to stehiometrisko koeficientu jaudai. ZDM neņem vērā vielu koncentrāciju cietajā fāzē neviendabīgās sistēmās.
Reakcijai mA + nB = pC + qD tiks uzrakstīta ZDM matemātiskā izteiksme:
K × C A m × C B n
K × [A] m × [B] n,
kur k ir ķīmiskās reakcijas ātruma konstante, kas ir ķīmiskās reakcijas ātrums reaģentu koncentrācijā 1 mol / l. Atšķirībā no ķīmiskās reakcijas ātruma, k nav atkarīgs no reaģentu koncentrācijas. Jo augstāks k, jo ātrāk notiek reakcija.
Ķīmiskās reakcijas ātruma atkarību no temperatūras nosaka Van't Hoff likums. Van't Hoff likums: paaugstinoties temperatūrai ik pēc desmit grādiem, vairums ķīmisko reakciju ātrums palielinās apmēram 2 līdz 4 reizes. Matemātiskā izteiksme:
(T 2) = (T 1) × (T2-T1) / 10,
kur ir Van't Hoff temperatūras koeficients, parādot, cik reižu reakcijas ātrums palielinājās, temperatūrai paaugstinoties par 10 o C.
Molekulitāte un reakcijas kārtība
Reakcijas molekulārumu nosaka minimālais molekulu skaits, kas vienlaikus mijiedarbojas (piedalās elementārā aktā). Atšķirt:
- monomolekulāras reakcijas (piemērs ir sadalīšanās reakcijas)
N2O5 = 2NO2 + 1 / 2O2
K × C, -dC / dt = kC
Tomēr ne visas reakcijas, kas pakļaujas šim vienādojumam, nav vienmolekulāras.
- divmolekulārs
CH 3 COOH + C 2 H 5 OH = CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O
K × C 1 × C 2, -dC / dt = k × C 1 × C 2
- trimolekulārs (ļoti reti).
Reakcijas molekulārumu nosaka tās patiesais mehānisms. Uzrakstot reakcijas vienādojumu, nav iespējams noteikt tā molekulārumu.
Reakcijas secību nosaka reakcijas kinētiskā vienādojuma forma. Tas ir vienāds ar koncentrācijas pakāpju rādītāju summu šajā vienādojumā. Piemēram:
CaCO 3 = CaO + CO 2
K × C 1 2 × C 2 - trešā kārta
Reakcijas secība var būt daļēja. Šajā gadījumā to nosaka eksperimentāli. Ja reakcija norit vienā posmā, tad reakcijas secība un tās molekulārā sakritība sakrīt; ja vairākos posmos, tad secību nosaka lēnākā pakāpe un ir vienāda ar šīs reakcijas molekulārumu.
Problēmu risināšanas piemēri
1. PIEMĒRS
| Uzdevums | Šī reakcija norit saskaņā ar vienādojumu 2A + B = 4C. Sākotnējā vielas A koncentrācija ir 0,15 mol / l, un pēc 20 sekundēm - 0,12 mol / l. Aprēķiniet vidējo reakcijas ātrumu. |
| Lēmums | Pierakstīsim formulu ķīmiskās reakcijas vidējā ātruma aprēķināšanai: |