Οι χημικές αντιδράσεις συμβαίνουν με διαφορετικές ταχύτητες: με χαμηλή ταχύτητα κατά τον σχηματισμό σταλακτιτών και σταλαγμιτών, με μέση ταχύτητα κατά το μαγείρεμα των τροφίμων, αμέσως κατά τη διάρκεια μιας έκρηξης. Οι αντιδράσεις συμβαίνουν πολύ γρήγορα σε υδατικά διαλύματα.
Ο προσδιορισμός του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης, καθώς και η αποσαφήνιση της εξάρτησής της από τις συνθήκες της διαδικασίας, είναι καθήκον της χημικής κινητικής - της επιστήμης των προτύπων των χημικών αντιδράσεων με την πάροδο του χρόνου.
Εάν οι χημικές αντιδράσεις συμβαίνουν σε ένα ομοιογενές μέσο, για παράδειγμα σε ένα διάλυμα ή στην αέρια φάση, τότε η αλληλεπίδραση των ουσιών που αντιδρούν συμβαίνει σε ολόκληρο τον όγκο. Τέτοιες αντιδράσεις ονομάζονται ομοιογενής.
(v homog) ορίζεται ως η αλλαγή στην ποσότητα της ουσίας ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου:
όπου Δn είναι η αλλαγή στον αριθμό των γραμμομορίων μιας ουσίας (τις περισσότερες φορές η αρχική, αλλά μπορεί επίσης να είναι προϊόν αντίδρασης). Δt - χρονικό διάστημα (s, min); V είναι ο όγκος του αερίου ή του διαλύματος (l).
Εφόσον η αναλογία της ποσότητας της ουσίας προς τον όγκο αντιπροσωπεύει τη μοριακή συγκέντρωση C, τότε
Έτσι, ο ρυθμός μιας ομοιογενούς αντίδρασης ορίζεται ως η αλλαγή στη συγκέντρωση μιας από τις ουσίες ανά μονάδα χρόνου:
εάν ο όγκος του συστήματος δεν αλλάζει.
Εάν συμβεί μια αντίδραση μεταξύ ουσιών σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης (για παράδειγμα, μεταξύ ενός στερεού και ενός αερίου ή υγρού) ή μεταξύ ουσιών που δεν μπορούν να σχηματίσουν ένα ομοιογενές μέσο (για παράδειγμα, μεταξύ μη αναμίξιμων υγρών), τότε συμβαίνει μόνο σε την επιφάνεια επαφής των ουσιών. Τέτοιες αντιδράσεις ονομάζονται ετερογενής.
Ορίζεται ως η αλλαγή στην ποσότητα της ουσίας ανά μονάδα χρόνου σε μια μονάδα επιφάνειας.
όπου S είναι η επιφάνεια επαφής των ουσιών (m 2, cm 2).
Μια αλλαγή στην ποσότητα μιας ουσίας με την οποία προσδιορίζεται ο ρυθμός αντίδρασης είναι ένας εξωτερικός παράγοντας που παρατηρείται από τον ερευνητή. Στην πραγματικότητα, όλες οι διαδικασίες πραγματοποιούνται σε μικροεπίπεδο. Προφανώς, για να αντιδράσουν κάποια σωματίδια, πρέπει πρώτα να συγκρουστούν και να συγκρουστούν αποτελεσματικά: όχι να διασκορπίζονται σαν μπάλες σε διαφορετικές κατευθύνσεις, αλλά με τέτοιο τρόπο ώστε οι «παλαιοί δεσμοί» να καταστραφούν ή να εξασθενήσουν στα σωματίδια και οι «νέοι» να μπορούν μορφή.", και για αυτό τα σωματίδια πρέπει να έχουν επαρκή ενέργεια.
Τα υπολογισμένα δεδομένα δείχνουν ότι, για παράδειγμα, στα αέρια, οι συγκρούσεις μορίων σε ατμοσφαιρική πίεση ανέρχονται σε δισεκατομμύρια ανά δευτερόλεπτο, δηλαδή όλες οι αντιδράσεις θα πρέπει να συμβαίνουν αμέσως. Αλλά αυτό δεν είναι αλήθεια. Αποδεικνύεται ότι μόνο ένα πολύ μικρό κλάσμα μορίων έχει την απαραίτητη ενέργεια για να οδηγήσει σε αποτελεσματικές συγκρούσεις.
Η ελάχιστη περίσσεια ενέργειας που πρέπει να έχει ένα σωματίδιο (ή ζεύγος σωματιδίων) για να συμβεί μια αποτελεσματική σύγκρουση ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησηςΕα.
Έτσι, στο μονοπάτι όλων των σωματιδίων που εισέρχονται στην αντίδραση υπάρχει ένα ενεργειακό φράγμα ίσο με την ενέργεια ενεργοποίησης E a. Όταν είναι μικρό, υπάρχουν πολλά σωματίδια που μπορούν να το ξεπεράσουν και ο ρυθμός αντίδρασης είναι υψηλός. Διαφορετικά, απαιτείται "ώθηση". Όταν φέρνετε ένα σπίρτο για να ανάψετε μια λάμπα αλκοόλης, μεταδίδετε την πρόσθετη ενέργεια Ε που είναι απαραίτητη για την αποτελεσματική σύγκρουση των μορίων αλκοόλης με τα μόρια του οξυγόνου (ξεπερνώντας το φράγμα).
Η ταχύτητα μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από πολλούς παράγοντες. Τα κυριότερα είναι: η φύση και η συγκέντρωση των αντιδρώντων, η πίεση (σε αντιδράσεις που περιλαμβάνουν αέρια), η θερμοκρασία, η δράση των καταλυτών και η επιφάνεια των αντιδρώντων σε περίπτωση ετερογενών αντιδράσεων.
Θερμοκρασία
Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, στις περισσότερες περιπτώσεις ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αυξάνεται σημαντικά. Τον 19ο αιώνα Ο Ολλανδός χημικός J. X. van't Hoff διατύπωσε τον κανόνα:
Κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 °C οδηγεί σε αύξηση τηςταχύτητα αντίδρασης 2-4 φορές(αυτή η τιμή ονομάζεται συντελεστής θερμοκρασίας της αντίδρασης).
Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η μέση ταχύτητα των μορίων, η ενέργειά τους και ο αριθμός των συγκρούσεων αυξάνονται ελαφρώς, αλλά το ποσοστό των «ενεργών» μορίων που συμμετέχουν σε αποτελεσματικές συγκρούσεις που ξεπερνούν το ενεργειακό φράγμα της αντίδρασης αυξάνεται απότομα. Μαθηματικά, αυτή η εξάρτηση εκφράζεται με τη σχέση:
όπου v t 1 και v t 2 είναι οι ρυθμοί αντίδρασης, αντίστοιχα, στις τελικές θερμοκρασίες t 2 και αρχικές t 1, και γ είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης, ο οποίος δείχνει πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης με κάθε αύξηση 10 °C σε θερμοκρασία.
Ωστόσο, για να αυξηθεί ο ρυθμός αντίδρασης, η αύξηση της θερμοκρασίας δεν είναι πάντα εφαρμόσιμη, καθώς οι πρώτες ουσίες μπορεί να αρχίσουν να αποσυντίθενται, οι διαλύτες ή οι ίδιες οι ουσίες μπορεί να εξατμιστούν κ.λπ.
Ενδόθερμες και εξώθερμες αντιδράσεις
Η αντίδραση του μεθανίου με το ατμοσφαιρικό οξυγόνο είναι γνωστό ότι συνοδεύεται από απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας. Ως εκ τούτου, χρησιμοποιείται στην καθημερινή ζωή για μαγείρεμα, θέρμανση νερού και θέρμανση. Το φυσικό αέριο που παρέχεται στα σπίτια μέσω σωλήνων αποτελείται κατά 98% από μεθάνιο. Η αντίδραση του οξειδίου του ασβεστίου (CaO) με το νερό συνοδεύεται επίσης από την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας.
Τι μπορούν να υποδεικνύουν αυτά τα γεγονότα; Όταν σχηματίζονται νέοι χημικοί δεσμοί στα προϊόντα της αντίδρασης, περισσότεροενέργεια από αυτή που απαιτείται για τη διάσπαση των χημικών δεσμών στα αντιδραστήρια. Η περίσσεια ενέργειας απελευθερώνεται ως θερμότητα και μερικές φορές φως.
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O + Q (ενέργεια (φως, θερμότητα));
CaO + H 2 O = Ca (OH) 2 + Q (ενέργεια (θερμότητα)).
Τέτοιες αντιδράσεις πρέπει να συμβαίνουν εύκολα (καθώς μια πέτρα κυλάει εύκολα στην κατηφόρα).
Οι αντιδράσεις στις οποίες απελευθερώνεται ενέργεια ονομάζονται ΕΞΩΘΕΡΜΙΚΟ(από το λατινικό "exo" - έξω).
Για παράδειγμα, πολλές αντιδράσεις οξειδοαναγωγής είναι εξώθερμες. Μία από αυτές τις όμορφες αντιδράσεις είναι η ενδομοριακή οξείδωση-αναγωγή που συμβαίνει μέσα στο ίδιο άλας - διχρωμικό αμμώνιο (NH 4) 2 Cr 2 O 7:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (ενέργεια).
Ένα άλλο πράγμα είναι η αντίδραση. Είναι παρόμοια με το να κυλήσεις μια πέτρα σε ένα λόφο. Δεν έχει καταστεί ακόμη δυνατό να ληφθεί μεθάνιο από CO 2 και νερό, και απαιτείται ισχυρή θέρμανση για να ληφθεί άσβεστος CaO από υδροξείδιο του ασβεστίου Ca(OH) 2. Αυτή η αντίδραση συμβαίνει μόνο με μια σταθερή ροή ενέργειας από το εξωτερικό:
Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O - Q (ενέργεια (θερμότητα))
Αυτό υποδηλώνει ότι το σπάσιμο των χημικών δεσμών στο Ca(OH) 2 απαιτεί περισσότερη ενέργεια από αυτή που μπορεί να απελευθερωθεί κατά το σχηματισμό νέων χημικών δεσμών στα μόρια CaO και H 2 O.
Οι αντιδράσεις στις οποίες απορροφάται ενέργεια ονομάζονται ΕΝΔΟΘΕΡΜΙΚΟ(από το "endo" - προς τα μέσα).
Συγκέντρωση αντιδρώντων
Μια αλλαγή στην πίεση όταν συμμετέχουν αέριες ουσίες στην αντίδραση οδηγεί επίσης σε αλλαγή της συγκέντρωσης αυτών των ουσιών.
Για να συμβούν χημικές αλληλεπιδράσεις μεταξύ των σωματιδίων, πρέπει να συγκρούονται αποτελεσματικά. Όσο υψηλότερη είναι η συγκέντρωση των αντιδρώντων, τόσο περισσότερες συγκρούσεις και, κατά συνέπεια, τόσο υψηλότερος είναι ο ρυθμός αντίδρασης. Για παράδειγμα, η ακετυλίνη καίγεται πολύ γρήγορα σε καθαρό οξυγόνο. Σε αυτή την περίπτωση, αναπτύσσεται μια θερμοκρασία επαρκής για να λιώσει το μέταλλο. Βασισμένος σε μεγάλη ποσότητα πειραματικού υλικού, το 1867 οι Νορβηγοί K. Guldenberg και P. Waage και ανεξάρτητα από αυτούς το 1865, ο Ρώσος επιστήμονας N.I. Beketov διατύπωσε τον βασικό νόμο της χημικής κινητικής, καθιερώνοντας την εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων ουσιών.
Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των ουσιών που αντιδρούν, λαμβανόμενες σε δυνάμεις ίσες με τους συντελεστές τους στην εξίσωση της αντίδρασης.
Ο νόμος αυτός ονομάζεται επίσης νόμος της μαζικής δράσης.
Για την αντίδραση A + B = D, αυτός ο νόμος θα εκφραστεί ως εξής:
Για την αντίδραση 2A + B = D, αυτός ο νόμος θα εκφραστεί ως εξής:
Εδώ C A, C B είναι οι συγκεντρώσεις των ουσιών Α και Β (mol/l). Τα k 1 και k 2 είναι συντελεστές αναλογικότητας, που ονομάζονται σταθερές ταχύτητας αντίδρασης.
Η φυσική σημασία της σταθεράς ταχύτητας αντίδρασης δεν είναι δύσκολο να καθοριστεί - είναι αριθμητικά ίση με την ταχύτητα αντίδρασης στην οποία οι συγκεντρώσεις των αντιδρώντων είναι 1 mol/l ή το προϊόν τους είναι ίσο με μονάδα. Σε αυτή την περίπτωση, είναι σαφές ότι η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία και δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση των ουσιών.
Νόμος της μαζικής δράσης δεν λαμβάνει υπόψη τη συγκέντρωση των αντιδρώντων στη στερεά κατάσταση, γιατί αντιδρούν σε επιφάνειες και οι συγκεντρώσεις τους είναι συνήθως σταθερές.
Για παράδειγμα, για μια αντίδραση καύσης άνθρακα, η έκφραση του ρυθμού αντίδρασης θα πρέπει να γραφτεί ως εξής:
δηλ. ο ρυθμός αντίδρασης είναι ανάλογος μόνο με τη συγκέντρωση οξυγόνου.
Εάν η εξίσωση της αντίδρασης περιγράφει μόνο μια συνολική χημική αντίδραση που λαμβάνει χώρα σε πολλά στάδια, τότε ο ρυθμός μιας τέτοιας αντίδρασης μπορεί να εξαρτάται με πολύπλοκο τρόπο από τις συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών. Αυτή η εξάρτηση προσδιορίζεται πειραματικά ή θεωρητικά με βάση τον προτεινόμενο μηχανισμό αντίδρασης.
Δράση των καταλυτών
Είναι δυνατό να αυξηθεί ο ρυθμός μιας αντίδρασης χρησιμοποιώντας ειδικές ουσίες που αλλάζουν τον μηχανισμό αντίδρασης και τον κατευθύνουν σε μια ενεργειακά πιο ευνοϊκή διαδρομή με χαμηλότερη ενέργεια ενεργοποίησης. Ονομάζονται καταλύτες (από το λατινικό katalysis - καταστροφή).
Ο καταλύτης ενεργεί ως έμπειρος οδηγός, καθοδηγώντας μια ομάδα τουριστών όχι μέσα από ένα ψηλό πέρασμα στα βουνά (το ξεπέρασμα απαιτεί πολλή προσπάθεια και χρόνο και δεν είναι προσβάσιμο σε όλους), αλλά κατά μήκος των παρακαμπτήριων μονοπατιών που γνωρίζει, κατά μήκος των οποίων μπορεί κανείς να ξεπεράσει το βουνό πολύ πιο εύκολα και πιο γρήγορα.
Είναι αλήθεια ότι χρησιμοποιώντας τη διαδρομή κυκλικού κόμβου δεν μπορείτε να φτάσετε ακριβώς εκεί που οδηγεί το κύριο πέρασμα. Αλλά μερικές φορές αυτό είναι ακριβώς αυτό που απαιτείται! Έτσι ακριβώς δρουν οι καταλύτες που ονομάζονται επιλεκτικοί. Είναι σαφές ότι δεν υπάρχει ανάγκη καύσης αμμωνίας και αζώτου, αλλά το μονοξείδιο του αζώτου (II) χρησιμοποιείται για την παραγωγή νιτρικού οξέος.
Καταλύτες- πρόκειται για ουσίες που συμμετέχουν σε μια χημική αντίδραση και αλλάζουν την ταχύτητα ή την κατεύθυνση της, αλλά στο τέλος της αντίδρασης παραμένουν αμετάβλητες ποσοτικά και ποιοτικά.
Η αλλαγή του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης ή της κατεύθυνσης της χρησιμοποιώντας έναν καταλύτη ονομάζεται κατάλυση. Οι καταλύτες χρησιμοποιούνται ευρέως σε διάφορες βιομηχανίες και μεταφορές (καταλυτικοί μετατροπείς που μετατρέπουν τα οξείδια του αζώτου από τα καυσαέρια των αυτοκινήτων σε αβλαβές άζωτο).
Υπάρχουν δύο είδη κατάλυσης.
Ομοιογενής κατάλυση, στην οποία τόσο ο καταλύτης όσο και τα αντιδρώντα βρίσκονται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης (φάση).
Ετερογενής κατάλυση, στην οποία ο καταλύτης και τα αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις. Για παράδειγμα, η αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου παρουσία ενός στερεού καταλύτη οξειδίου του μαγγανίου (IV):
Ο ίδιος ο καταλύτης δεν καταναλώνεται ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, αλλά εάν άλλες ουσίες προσροφηθούν στην επιφάνειά του (ονομάζονται καταλυτικά δηλητήρια), τότε η επιφάνεια καθίσταται αδύνατη και απαιτείται αναγέννηση του καταλύτη. Επομένως, πριν από τη διεξαγωγή της καταλυτικής αντίδρασης, τα αρχικά υλικά καθαρίζονται επιμελώς.
Για παράδειγμα, στην παραγωγή θειικού οξέος με τη μέθοδο επαφής, χρησιμοποιείται ένας στερεός καταλύτης - οξείδιο του βαναδίου (V) V 2 O 5:
Στην παραγωγή μεθανόλης, χρησιμοποιείται ένας στερεός καταλύτης «ψευδαργύρου-χρωμίου» (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):
Οι βιολογικοί καταλύτες - ένζυμα - λειτουργούν πολύ αποτελεσματικά. Από χημική φύση είναι πρωτεΐνες. Χάρη σε αυτά, πολύπλοκες χημικές αντιδράσεις συμβαίνουν με μεγάλη ταχύτητα σε ζωντανούς οργανισμούς σε χαμηλές θερμοκρασίες.
Άλλες ενδιαφέρουσες ουσίες είναι γνωστές - αναστολείς (από το λατινικό inhibere - έως καθυστέρηση). Αντιδρούν με ενεργά σωματίδια σε υψηλή ταχύτητα για να σχηματίσουν ενώσεις χαμηλής δράσης. Ως αποτέλεσμα, η αντίδραση επιβραδύνεται απότομα και στη συνέχεια σταματά. Οι αναστολείς συχνά προστίθενται ειδικά σε διάφορες ουσίες για την πρόληψη ανεπιθύμητων διεργασιών.
Για παράδειγμα, διαλύματα υπεροξειδίου του υδρογόνου σταθεροποιούνται χρησιμοποιώντας αναστολείς.
Η φύση των αντιδρώντων ουσιών (σύσταση, δομή τους)
Εννοια ενέργειες ενεργοποίησηςείναι ο παράγοντας μέσω του οποίου επηρεάζεται η επίδραση της φύσης των αντιδρώντων ουσιών στον ρυθμό αντίδρασης.
Εάν η ενέργεια ενεργοποίησης είναι χαμηλή (< 40 кДж/моль), то это означает, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в данных случаях ничтожно мала.
Εάν η ενέργεια ενεργοποίησης είναι υψηλή(> 120 kJ/mol), αυτό σημαίνει ότι μόνο ένα μικρό κλάσμα συγκρούσεων μεταξύ αλληλεπιδρώντων σωματιδίων οδηγεί σε αντίδραση. Ο ρυθμός μιας τέτοιας αντίδρασης είναι επομένως πολύ χαμηλός. Για παράδειγμα, η πρόοδος της αντίδρασης σύνθεσης αμμωνίας σε συνηθισμένες θερμοκρασίες είναι σχεδόν αδύνατο να παρατηρηθεί.
Εάν οι ενέργειες ενεργοποίησης των χημικών αντιδράσεων έχουν ενδιάμεσες τιμές (40120 kJ/mol), τότε οι ρυθμοί τέτοιων αντιδράσεων θα είναι μέτριοι. Τέτοιες αντιδράσεις περιλαμβάνουν την αλληλεπίδραση νατρίου με νερό ή αιθυλική αλκοόλη, αποχρωματισμό βρωμιούχου νερού με αιθυλένιο, αλληλεπίδραση ψευδαργύρου με υδροχλωρικό οξύ κ.λπ.
Επιφάνεια επαφής αντιδρώντων ουσιών
Ο ρυθμός των αντιδράσεων που συμβαίνουν στην επιφάνεια των ουσιών, δηλαδή των ετερογενών, εξαρτάται, αν και άλλα πράγματα είναι ίσα, από τις ιδιότητες αυτής της επιφάνειας. Είναι γνωστό ότι η κιμωλία σε σκόνη διαλύεται πολύ πιο γρήγορα σε υδροχλωρικό οξύ από ένα κομμάτι κιμωλίας ίσου βάρους.
Η αύξηση του ρυθμού αντίδρασης οφείλεται κυρίως σε αύξηση της επιφάνειας επαφής των αρχικών ουσιών, καθώς και μια σειρά από άλλους λόγους, για παράδειγμα, παραβίαση της δομής του "σωστού" κρυσταλλικού πλέγματος. Αυτό οδηγεί στο γεγονός ότι τα σωματίδια στην επιφάνεια των μικροκρυστάλλων που προκύπτουν είναι πολύ πιο αντιδραστικά από τα ίδια σωματίδια σε μια «λεία» επιφάνεια.
Στη βιομηχανία, για τη διεξαγωγή ετερογενών αντιδράσεων, χρησιμοποιείται μια «ρευστοποιημένη κλίνη» για την αύξηση της επιφάνειας επαφής των αντιδρώντων ουσιών, την παροχή αρχικών ουσιών και την απομάκρυνση των προϊόντων. Για παράδειγμα, στην παραγωγή θειικού οξέος, οι πυρίτες ψήνονται χρησιμοποιώντας μια «ρευστοποιημένη κλίνη».
Υλικό αναφοράς για τη λήψη του τεστ:
πίνακας Mendeleev
Πίνακας διαλυτότητας
Η επίδραση της πίεσης στον ρυθμό αντίδρασης εξαρτάται από Σειράαντιδράσεις. Εάν η θερμοκρασία παραμένει αμετάβλητη και δίνεται η σύσταση του αρχικού μείγματος αερίων, τότε χρησιμοποιώντας την εξίσωση κατάστασης για κάθε συγκέντρωση μπορούμε να γράψουμε: σ α=aRΜ Τ, σ β=bRΜ Τ. Εδώ ΕΝΑ, σι,…, είναι μοριακές συγκεντρώσεις, και σ α, σ β, ..., είναι οι μερικές πιέσεις των αντίστοιχων αερίων. Αν ο συνολικός αριθμός γραμμομορίων ανά μονάδα όγκου είναι z, τότε με τον ίδιο ακριβώς τρόπο μπορούμε να γράψουμε Π=zRΜ Τ, Οπου R- γενική πίεση. Ως εκ τούτου, , ... κ.λπ. Ποσότητες...κτλ. υπάρχουν σχετικές ογκομετρικές συγκεντρώσεις. Δηλώνοντάς τα με ΕΝΑ, ΣΕ...λπ., παίρνουμε: σ α=Απ,
Οπου ; p b =Bp, .Ας σκεφτούμε μονομοριακόςδιαδικασία που περιγράφεται από την εξίσωση:
στην περίπτωση αυτή ο ρυθμός μετασχηματισμού της ουσίας είναι ευθέως ανάλογος της πίεσης: ~ Π.
Για διμοριακήαντιδράσεις:
δηλαδή ~ Π 2. Αντίστοιχα για τριμοριακόςαντιδράσεις που παίρνουμε:
Οπου κ- σταθερά ταχύτητας αντίδρασης.
2.2. Ενέργεια ενεργοποίησης. ο νόμος του Αρρενίου
Ο αριθμός των αμοιβαίων συγκρούσεων των αντιδρώντων μορίων αυξάνεται ~, γεγονός που συμβάλλει στην αύξηση του ρυθμού αντίδρασης. Για παράδειγμα, για πολλές αντιδράσεις, μια αύξηση της θερμοκρασίας μόλις 10°C οδηγεί σε αύξηση της σταθεράς ταχύτητας κατά 2-4.
Παράδειγμα. Χρόνος ημιζωής υδροϊωδίου σύμφωνα με την εξίσωση 2HJ→H 2 +J 2. Στο Τ = Ο χρόνος ημιζωής 373K είναι 314.000 χρόνια, με Τ=666K μειώνεται σε 1,3 ώρες, και σε Τ=973K t 1/2 = 0,12 δευτ.
Arrhenius: για να συμβεί μια χημική αντίδραση, είναι απαραίτητη μια προκαταρκτική αποδυνάμωση ή θραύση των εσωτερικών δεσμών ενός σταθερού μορίου, για την οποία πρέπει να δαπανηθεί ένα ορισμένο ποσό ενέργειας μι . Όσο μεγαλύτερη είναι η θερμική ενέργεια των συγκρουόμενων μορίων, τόσο μεγαλύτερη είναι η πιθανότητα αναδιάταξης των εσωτερικών δεσμών και δημιουργίας νέων μορίων. Στο μι= const η συχνότητα των συγκρούσεων που καταλήγουν σε μια αντίδραση θα αυξηθεί σημαντικά ταχύτερα από .
Η ενέργεια που απαιτείται για να ξεπεραστεί το ενεργειακό φράγμα που εμποδίζει την προσέγγιση των μορίων που αντιδρούν και το σχηματισμό προϊόντων αντίδρασης ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης Ε α. Έτσι, η στοιχειώδης πράξη μιας χημικής αντίδρασης συμβαίνει μόνο κατά τη σύγκρουση εκείνων των μορίων των οποίων η κινητική ενέργεια είναι μεγαλύτερη Ε α.
Ενέργεια ενεργοποίησης Ε ασυνήθως υψηλότερη από τη μέση ενέργεια της θερμικής κίνησης των μορίων. Όσο χαμηλότερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, τόσο πιο συχνά θα συμβαίνουν συγκρούσεις μορίων, οδηγώντας στο σχηματισμό προϊόντων αντίδρασης και τόσο υψηλότερος θα είναι ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης. Αυξάνουν Τοδηγεί σε αύξηση του αριθμού των μορίων με υπέρβαση της περίσσειας ενέργειας Ε α. Αυτό εξηγεί την αύξηση του ρυθμού της χημικής αντίδρασης με την αύξηση της θερμοκρασίας (Εικ. 2.1).
Ρύζι. 2.1. Θερμότητα καύσης Qκαι ενέργεια ενεργοποίησης μι=uΜέγιστη - u 1
Στις απλούστερες περιπτώσεις, οι σταθερές ταχύτητας των χημικών αντιδράσεων μπορούν να προσδιοριστούν με βάση τις γενικές σχέσεις της μοριακής κινητικής θεωρίας (βλ., για παράδειγμα,).
Ας υποδηλώσουμε με σελ ΑΚαι σ σεαριθμός μορίων Α και Β σε 1 cm 3 . Ο ρυθμός αντίδρασης θα είναι ίσος με τον αριθμό Ζτέτοιες συγκρούσεις μορίων Α και Β ανά μονάδα χρόνου, η ενέργεια των οποίων είναι μεγαλύτερη από την ενέργεια ενεργοποίησης μι . Για ιδανικό αέριο Ζκαθορίζεται με βάση το νόμο Maxwell–Boltzmann για την κατανομή ενέργειας:
Εδώ είναι η μέση αποτελεσματική διάμετρος των συγκρουόμενων μορίων, είναι το μειωμένο μοριακό βάρος, RΜ = 8.315∙10 7 erg/deg - καθολική σταθερά αερίου, m A, m B - μοριακά βάρη.
Στις περισσότερες περιπτώσεις, οι πειραματικές τιμές είναι σημαντικά μικρότερες από τις θεωρητικές. Ως εκ τούτου, ο λεγόμενος πιθανολογικός ή στερεοχημικός συντελεστής εισάγεται στον τύπο υπολογισμού R. Ως αποτέλεσμα, ο τύπος για τον υπολογισμό του ρυθμού μιας διμοριακής αντίδρασης, που ονομάζεται Φόρμουλα Arrhenius, παίρνει την ακόλουθη μορφή:
Συγκρίνοντας τον προκύπτοντα τύπο με την εξίσωση (2.8) για αντιδράσεις δεύτερης τάξης, μπορούμε να λάβουμε μια έκφραση για τη σταθερά ταχύτητας αυτής της αντίδρασης:
Η ισχυρή επίδραση της θερμοκρασίας στους ρυθμούς αντίδρασης αποδίδεται κυρίως στον παράγοντα Arrhenius. Επομένως, σε κατά προσέγγιση υπολογισμούς, ο προεκθετικός παράγοντας συχνά θεωρείται ότι είναι ανεξάρτητος από το T.
Η ανάλυση του τύπου (2.12) δείχνει ότι με την αύξηση του T, ο ρυθμός ανάπτυξης του W πρώτα αυξάνεται, φτάνει σε μια ορισμένη μέγιστη τιμή και μετά μειώνεται· με άλλα λόγια, η καμπύλη W έναντι T έχει ένα σημείο καμπής. Εξισώνοντας τη δεύτερη παράγωγο του W ως προς το Τ με μηδέν, βρίσκουμε τη θερμοκρασία που αντιστοιχεί στο σημείο καμπής:
Είναι εύκολο να δει κανείς ότι αυτή η θερμοκρασία είναι αρκετά υψηλή. Για παράδειγμα, σε E = 20000 cal/(g-mol) T p = 5000 K. Κατά τη χρήση του τύπου (2.12) για αριθμητικούς υπολογισμούς, θα πρέπει να λαμβάνονται υπόψη οι διαστάσεις των ποσοτήτων που περιλαμβάνονται σε αυτόν.
Ο τύπος (2.12) μπορεί να γραφτεί ως εξής:
πού είναι ο προεκθετικός παράγοντας, δηλ. συνολικός αριθμός συγκρούσεων σε n A =n B =1 μόριο/cm 3. Ωρες ωρες Rπεριλαμβάνεται επίσης στον προεκθετικό παράγοντα.
Για τους εκτιμώμενους υπολογισμούς της τάξης του ρυθμού αντίδρασης, η τιμή κΤο 0 μπορεί να ληφθεί για τη θερμοκρασία Τ=300K ίσο με 10 -10 cm 3 /(μόριο∙δευτ.) (για d μέσο "4∙10 -8 και m A =m B "30).
Ρυθμός χημικής αντίδρασηςίση με τη μεταβολή της ποσότητας της ουσίας ανά μονάδα χρόνου σε μια μονάδα χώρου αντίδρασης Ανάλογα με τον τύπο της χημικής αντίδρασης (ομογενής ή ετερογενής), αλλάζει η φύση του χώρου αντίδρασης. Ο χώρος αντίδρασης ονομάζεται συνήθως η περιοχή στην οποία εντοπίζεται η χημική διεργασία: όγκος (V), περιοχή (S).
Ο χώρος αντίδρασης των ομοιογενών αντιδράσεων είναι ένας όγκος γεμάτος με αντιδραστήρια. Δεδομένου ότι η αναλογία της ποσότητας μιας ουσίας προς μια μονάδα όγκου ονομάζεται συγκέντρωση (c), ο ρυθμός μιας ομοιογενούς αντίδρασης είναι ίσος με τη μεταβολή της συγκέντρωσης των αρχικών ουσιών ή των προϊόντων αντίδρασης με την πάροδο του χρόνου. Υπάρχουν μέσες και στιγμιαίες ταχύτητες αντίδρασης.
Ο μέσος ρυθμός αντίδρασης είναι:
όπου c2 και c1 είναι οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών τις στιγμές t2 και t1.
Το σύμβολο μείον "-" σε αυτήν την έκφραση τοποθετείται κατά την εύρεση της ταχύτητας μέσω μιας αλλαγής στη συγκέντρωση των αντιδραστηρίων (στην περίπτωση αυτή Dс< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».
Ο ρυθμός αντίδρασης σε μια δεδομένη στιγμή ή ο στιγμιαίος (αληθινός) ρυθμός αντίδρασης v είναι ίσος με:
Ο ρυθμός αντίδρασης στο SI έχει τη μονάδα [mol×m-3×s-1], άλλες μονάδες μεγέθους [mol×l-1×s-1], [mol×cm-3 ×s-1], [mol ×cm –Z×min-1].
Ο ρυθμός μιας ετερογενούς χημικής αντίδρασης vονομάζεται η μεταβολή της ποσότητας του αντιδρώντος (Dn) ανά μονάδα χρόνου (Dt) ανά μονάδα επιφάνειας διεπιφάνειας (S) και προσδιορίζεται από τον τύπο:
ή μέσω παραγώγου:
Η μονάδα ετερογενούς ταχύτητας αντίδρασης είναι mol/m2 ×s.
Παράδειγμα 1. Χλώριο και υδρογόνο αναμίχθηκαν σε ένα δοχείο. Το μίγμα θερμάνθηκε. Μετά από 5 δευτερόλεπτα, η συγκέντρωση υδροχλωρίου στο δοχείο έγινε ίση με 0,05 mol/dm3. Προσδιορίστε τη μέση ταχύτητα σχηματισμού υδροχλωρίου (mol/dm3 s).
Λύση. Προσδιορίζουμε τη μεταβολή της συγκέντρωσης του υδροχλωρίου στο δοχείο 5 δευτερόλεπτα μετά την έναρξη της αντίδρασης:
όπου c2, c1 είναι η τελική και αρχική μοριακή συγκέντρωση του HCl.
Dc (HCl) = 0,05 - 0 = 0,05 mol/dm3.
Ας υπολογίσουμε τον μέσο ρυθμό σχηματισμού υδροχλωρίου χρησιμοποιώντας την εξίσωση (3.1):
Απάντηση: 7 = 0,01 mol/dm3 ×s.
Παράδειγμα 2.Σε δοχείο με όγκο 3 dm3 συμβαίνει η ακόλουθη αντίδραση:
C2H2 + 2H2®C2H6.
Η αρχική μάζα του υδρογόνου είναι 1 g. 2 s μετά την έναρξη της αντίδρασης, η μάζα του υδρογόνου γίνεται 0,4 g. Προσδιορίστε τη μέση ταχύτητα σχηματισμού του C2H6 (mol/dm"×s).
Λύση. Η μάζα του υδρογόνου που εισήλθε στην αντίδραση (mpror (H2)) είναι ίση με τη διαφορά μεταξύ της αρχικής μάζας του υδρογόνου (miout (H2)) και της τελικής μάζας του υδρογόνου που δεν αντέδρασε (tk (H2)):
tpror.(H2)= tiskh(H2)-mk(H2); tpror (H2) = 1-0,4 = 0,6 g.
Ας υπολογίσουμε την ποσότητα του υδρογόνου:
= 0,3 mol.
Προσδιορίστε την ποσότητα του C2H6 που σχηματίστηκε:
Σύμφωνα με την εξίσωση: από 2 mol H2 ® σχηματίζεται 1 mol C2H6.
Σύμφωνα με την προϋπόθεση: από 0,3 mol H2, σχηματίζεται ® x mol C2H6.
n(C2H6) = 0,15 mol.
Υπολογίζουμε τη συγκέντρωση του σχηματιζόμενου C2H6:
Βρίσκουμε τη μεταβολή στη συγκέντρωση του C2H6:
0,05-0 = 0,05 mol/dm3. Ας υπολογίσουμε τον μέσο ρυθμό σχηματισμού του C2H6 χρησιμοποιώντας την εξίσωση (3.1):
Απάντηση: =0,025 mol/dm3 ×s.
Παράγοντες που επηρεάζουν το ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης . Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης καθορίζεται από τους ακόλουθους κύριους παράγοντες:
1) τη φύση των αντιδρώντων ουσιών (ενέργεια ενεργοποίησης).
2) συγκέντρωση αντιδρώντων ουσιών (νόμος δράσης μάζας).
3) θερμοκρασία (κανόνας van't Hoff).
4) η παρουσία καταλυτών (ενέργεια ενεργοποίησης).
5) πίεση (αντιδράσεις που περιλαμβάνουν αέρια).
6) βαθμός λείανσης (αντιδράσεις που περιλαμβάνουν στερεά).
7) είδος ακτινοβολίας (ορατή, UV, IR, ακτίνες Χ).
Η εξάρτηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης από τη συγκέντρωση εκφράζεται από τον βασικό νόμο της χημικής κινητικής - τον νόμο της δράσης της μάζας.
Νόμος της μαζικής δράσης . Το 1865, ο καθηγητής N.N. Beketov διατύπωσε για πρώτη φορά μια υπόθεση σχετικά με την ποσοτική σχέση μεταξύ των μαζών των αντιδρώντων και του χρόνου αντίδρασης: «... η έλξη είναι ανάλογη με το γινόμενο των ενεργών μαζών». Αυτή η υπόθεση επιβεβαιώθηκε στο νόμο της μαζικής δράσης, ο οποίος θεσπίστηκε το 1867 από δύο Νορβηγούς χημικούς K. M. Guldberg και P. Waage. Η σύγχρονη διατύπωση του νόμου της μαζικής δράσης έχει ως εξής: σε σταθερή θερμοκρασία, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ουσιών, λαμβανομένων σε δυνάμεις ίσες με τους στοιχειομετρικούς συντελεστές στην εξίσωση της αντίδρασης.
Για την αντίδραση aA + bB = tM + nN, η κινητική εξίσωση του νόμου της δράσης της μάζας έχει τη μορφή:
, (3.5)
πού είναι ο ρυθμός αντίδρασης;
κ- συντελεστής αναλογικότητας, που ονομάζεται σταθερά ταχύτητας της χημικής αντίδρασης (σε = 1 mol/dm3 k είναι αριθμητικά ίσος). - συγκέντρωση των αντιδραστηρίων που συμμετέχουν στην αντίδραση.
Η σταθερά ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων, αλλά καθορίζεται από τη φύση των αντιδρώντων και τις συνθήκες αντίδρασης (θερμοκρασία, παρουσία καταλύτη). Για μια συγκεκριμένη αντίδραση που λαμβάνει χώρα υπό δεδομένες συνθήκες, η σταθερά ταχύτητας είναι μια σταθερή τιμή.
Παράδειγμα 3.Να γράψετε την κινητική εξίσωση του νόμου της δράσης της μάζας για την αντίδραση:
2NO (g) + C12 (g) = 2NOCl (g).
Λύση. Η εξίσωση (3.5) για αυτή τη χημική αντίδραση έχει την ακόλουθη μορφή:
.
Για ετερογενείς χημικές αντιδράσεις, η εξίσωση του νόμου της δράσης της μάζας περιλαμβάνει τις συγκεντρώσεις μόνο εκείνων των ουσιών που βρίσκονται στην αέρια ή υγρή φάση. Η συγκέντρωση μιας ουσίας στη στερεά φάση είναι συνήθως σταθερή και περιλαμβάνεται στη σταθερά ταχύτητας.
Παράδειγμα 4.Να γράψετε την κινητική εξίσωση του νόμου της δράσης της μάζας για τις αντιδράσεις:
α)4Fe(s) + 3O2(g) = 2Fe2O3(s);
β) CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g).
Λύση. Η εξίσωση (3.5) για αυτές τις αντιδράσεις θα έχει την ακόλουθη μορφή:
Δεδομένου ότι το ανθρακικό ασβέστιο είναι μια στερεή ουσία, η συγκέντρωση της οποίας δεν αλλάζει κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, δηλαδή, σε αυτήν την περίπτωση, ο ρυθμός αντίδρασης σε μια ορισμένη θερμοκρασία είναι σταθερός.
Παράδειγμα 5.Πόσες φορές θα αυξηθεί ο ρυθμός αντίδρασης της οξείδωσης του μονοξειδίου του αζώτου (II) με το οξυγόνο εάν διπλασιαστούν οι συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων;
Λύση. Γράφουμε την εξίσωση αντίδρασης:
2NO + O2= 2NO2.
Ας χαρακτηρίσουμε τις αρχικές και τελικές συγκεντρώσεις των αντιδραστηρίων ως c1(NO), cl(O2) και c2(NO), c2(O2), αντίστοιχα. Με τον ίδιο τρόπο, συμβολίζουμε τον αρχικό και τον τελικό ρυθμό αντίδρασης: vt, v2. Στη συνέχεια, χρησιμοποιώντας την εξίσωση (3.5), παίρνουμε:
.
Σύμφωνα με την συνθήκη, c2(NO) = 2c1 (NO), c2(O2) = 2c1(O2).
Βρίσκουμε v2 =к2 ×2cl(O2).
Βρείτε πόσες φορές θα αυξηθεί ο ρυθμός αντίδρασης:
Απάντηση: 8 φορές.
Η επίδραση της πίεσης στον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης είναι πιο σημαντική για διαδικασίες που περιλαμβάνουν αέρια. Όταν η πίεση αλλάζει n φορές, ο όγκος μειώνεται και η συγκέντρωση αυξάνεται n φορές και αντίστροφα.
Παράδειγμα 6.Πόσες φορές θα αυξηθεί ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης μεταξύ αερίων ουσιών που αντιδρούν σύμφωνα με την εξίσωση A + B = C εάν η πίεση στο σύστημα διπλασιαστεί;
Λύση. Χρησιμοποιώντας την εξίσωση (3.5), εκφράζουμε τον ρυθμό αντίδρασης πριν αυξήσουμε την πίεση:
.
Η κινητική εξίσωση μετά την αύξηση της πίεσης θα έχει την εξής μορφή:
.
Όταν η πίεση αυξάνεται κατά 2 φορές, ο όγκος του μείγματος αερίων σύμφωνα με το νόμο Boyle-Mariotte (рУ = const) θα μειωθεί επίσης κατά 2 φορές. Κατά συνέπεια, η συγκέντρωση των ουσιών θα αυξηθεί κατά 2 φορές.
Έτσι, c2(A) = 2c1(A), c2(B) = 2c1(B). Επειτα
Καθορίζουμε πόσες φορές θα αυξηθεί ο ρυθμός αντίδρασης με την αύξηση της πίεσης.
Στη ζωή συναντάμε διαφορετικές χημικές αντιδράσεις. Μερικά από αυτά, όπως η σκουριά του σιδήρου, μπορούν να διαρκέσουν αρκετά χρόνια. Άλλα, όπως η ζύμωση ζάχαρης σε αλκοόλ, χρειάζονται αρκετές εβδομάδες. Τα καυσόξυλα σε μια σόμπα καίγονται σε μερικές ώρες και η βενζίνη σε έναν κινητήρα καίγεται σε κλάσματα δευτερολέπτου.
Για να μειωθεί το κόστος του εξοπλισμού, τα χημικά εργοστάσια αυξάνουν την ταχύτητα των αντιδράσεων. Και ορισμένες διεργασίες, για παράδειγμα, η αλλοίωση των τροφίμων και η διάβρωση μετάλλων, πρέπει να επιβραδυνθούν.
Ρυθμός χημικής αντίδρασηςμπορεί να εκφραστεί ως μεταβολή της ποσότητας της ύλης (n, modulo) ανά μονάδα χρόνου (t) - συγκρίνετε την ταχύτητα ενός κινούμενου σώματος στη φυσική ως μεταβολή των συντεταγμένων ανά μονάδα χρόνου: υ = Δx/Δt. Για να μην εξαρτάται η ταχύτητα από τον όγκο του δοχείου στο οποίο γίνεται η αντίδραση, διαιρούμε την έκφραση με τον όγκο των αντιδρώντων ουσιών (v), δηλαδή παίρνουμεαλλαγή στην ποσότητα μιας ουσίας ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου, ή αλλαγή στη συγκέντρωση μιας από τις ουσίες ανά μονάδα χρόνου:
n 2 − n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δσ/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v
όπου c = n / v είναι η συγκέντρωση της ουσίας,
Το Δ (διαβάστε "δέλτα") είναι ένας γενικά αποδεκτός προσδιορισμός για μια αλλαγή στην τιμή.
Εάν οι ουσίες έχουν διαφορετικούς συντελεστές στην εξίσωση, ο ρυθμός αντίδρασης για καθεμία από αυτές που υπολογίζεται χρησιμοποιώντας αυτόν τον τύπο θα είναι διαφορετικός. Για παράδειγμα, 2 mole διοξειδίου του θείου αντέδρασαν πλήρως με 1 mole οξυγόνου σε 10 δευτερόλεπτα σε 1 λίτρο:
2SO2 + O2 = 2SO3
Ο ρυθμός οξυγόνου θα είναι: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s
Ταχύτητα για το διοξείδιο του θείου: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- αυτό δεν χρειάζεται να απομνημονευτεί και να ειπωθεί κατά τη διάρκεια της εξέτασης, το παράδειγμα δίνεται για να μην μπερδευτείτε αν προκύψει αυτή η ερώτηση.
Ο ρυθμός των ετερογενών αντιδράσεων (που περιλαμβάνουν στερεά) εκφράζεται συχνά ανά μονάδα επιφάνειας επιφανειών που έρχονται σε επαφή:
Δn
υ = –––––– (2)
Δt S
Οι αντιδράσεις ονομάζονται ετερογενείς όταν τα αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις:
- ένα στερεό με ένα άλλο στερεό, υγρό ή αέριο,
- δύο μη αναμίξιμα υγρά
- υγρό με αέριο.
Οι ομοιογενείς αντιδράσεις συμβαίνουν μεταξύ ουσιών σε μία φάση:
- μεταξύ καλά αναμεμειγμένων υγρών,
- αέρια,
- ουσίες σε διαλύματα.
Συνθήκες που επηρεάζουν τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων
1) Η ταχύτητα αντίδρασης εξαρτάται από φύση των αντιδρώντων. Με απλά λόγια, διαφορετικές ουσίες αντιδρούν με διαφορετικούς ρυθμούς. Για παράδειγμα, ο ψευδάργυρος αντιδρά βίαια με το υδροχλωρικό οξύ, ενώ ο σίδηρος αντιδρά μάλλον αργά.
2) Όσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα αντίδρασης, τόσο πιο γρήγορη συγκέντρωσηουσίες. Ο ψευδάργυρος θα αντιδράσει πολύ περισσότερο με ένα πολύ αραιό οξύ.
3) Η ταχύτητα αντίδρασης αυξάνεται σημαντικά με την αύξηση θερμοκρασία. Για παράδειγμα, για να καεί το καύσιμο, είναι απαραίτητο να το ανάψετε, δηλ. να αυξήσετε τη θερμοκρασία. Για πολλές αντιδράσεις, μια αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10°C συνοδεύεται από 2-4 φορές αύξηση του ρυθμού.
4) Ταχύτητα ετερογενήςοι αντιδράσεις αυξάνονται με την αύξηση επιφάνειες αντιδρώντων ουσιών. Τα στερεά συνήθως αλέθονται για το σκοπό αυτό. Για παράδειγμα, για να αντιδράσουν οι σκόνες σιδήρου και θείου όταν θερμαίνονται, ο σίδηρος πρέπει να έχει τη μορφή λεπτού πριονιδιού.
Σημειώστε ότι σε αυτή την περίπτωση υπονοείται ο τύπος (1)! Ο τύπος (2) εκφράζει την ταχύτητα ανά μονάδα επιφάνειας, επομένως δεν μπορεί να εξαρτάται από την περιοχή.
5) Ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από την παρουσία καταλυτών ή αναστολέων.
Καταλύτες- ουσίες που επιταχύνουν τις χημικές αντιδράσεις, αλλά δεν καταναλώνονται. Ένα παράδειγμα είναι η ταχεία αποσύνθεση του υπεροξειδίου του υδρογόνου με την προσθήκη ενός καταλύτη - οξειδίου του μαγγανίου (IV):
2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2
Το οξείδιο του μαγγανίου (IV) παραμένει στο κάτω μέρος και μπορεί να επαναχρησιμοποιηθεί.
Αναστολείς- ουσίες που επιβραδύνουν την αντίδραση. Για παράδειγμα, αναστολείς διάβρωσης προστίθενται σε ένα σύστημα θέρμανσης νερού για να παρατείνουν τη διάρκεια ζωής των σωλήνων και των μπαταριών. Στα αυτοκίνητα, αναστολείς διάβρωσης προστίθενται στο υγρό φρένων και ψυκτικού υγρού.
Μερικά ακόμη παραδείγματα.
Κατά την εγγραφή της κινητικής εξίσωσης μιας αντίδρασης για αέρια συστήματα, αντί της συγκέντρωσης (C), γράφεται η πίεση (P) των αντιδρώντων, αφού η μεταβολή της πίεσης στο σύστημα είναι παρόμοια με τη μεταβολή της συγκέντρωσης. Η αύξηση της πίεσης στο σύστημα προκαλεί μείωση του όγκου του συστήματος κατά την ίδια ποσότητα, ενώ η συγκέντρωση των αντιδραστηρίων ανά μονάδα όγκου αυξάνεται με τον ίδιο τρόπο. Καθώς η πίεση μειώνεται, ο όγκος του συστήματος αυξάνεται και η συγκέντρωση ανά μονάδα όγκου μειώνεται ανάλογα.
Παραδείγματα και λύσεις σε προβλήματα.
Παράδειγμα 1.
Ο ρυθμός της αντίδρασης είναι μεγαλύτερος εάν, ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα όγκου, σχηματίστηκαν 9 g υδρατμών ως αποτέλεσμα της πρώτης αντίδρασης και 3,65 g υδροχλωρίου σχηματίστηκαν ως αποτέλεσμα της δεύτερης αντίδρασης;
Ο ρυθμός μιας αντίδρασης μετριέται από τον αριθμό των mol μιας ουσίας που σχηματίζεται ανά μονάδα όγκου ανά μονάδα χρόνου. Μοριακή μάζα νερού Μοριακή μάζα υδροχλωρίου 
τότε η ταχύτητα της πρώτης αντίδρασης,
Mole/l×s,
και την ταχύτητα της δεύτερης αντίδρασης
θα 
φίλη αλήτη.
Ο ρυθμός σχηματισμού υδρατμών είναι μεγαλύτερος επειδή ο αριθμός των γραμμομορίων σχηματισμού υδρατμών είναι μεγαλύτερος από τον αριθμό των γραμμομορίων σχηματισμού υδροχλωρίου.
Παράδειγμα 2.
Η αντίδραση μεταξύ των ουσιών Α και Β εκφράζεται με την εξίσωση: A+2B®C. Η αρχική συγκέντρωση της ουσίας Α είναι 0,3 mol/l και της ουσίας Β είναι 0,5 mol/l. Η σταθερά του ρυθμού είναι 0,4. Προσδιορίστε τον ρυθμό αντίδρασης μετά από κάποιο χρονικό διάστημα όταν η συγκέντρωση της ουσίας Α μειωθεί κατά 0,1 mol/l.
Η συγκέντρωση της ουσίας Α μειώθηκε κατά 0,1 mol/l. Επομένως, με βάση την εξίσωση αντίδρασης, η συγκέντρωση της ουσίας Β μειώθηκε κατά 0,2 mol/l, αφού της ουσίας Β προηγείται συντελεστής 2. Τότε η συγκέντρωση της ουσίας Α μετά από κάποιο χρονικό διάστημα θα γίνει ίση με 0,3-0,1 = 0,2 mol / l, και η συγκέντρωση Β είναι 0,5-0,2 = 0,3 mol/l.
Προσδιορίστε τον ρυθμό αντίδρασης:
Mole/l×s
Παράδειγμα 3.
Πώς θα αλλάξει ο ρυθμός αντίδρασης εάν η συγκέντρωση ΝΟ αυξηθεί κατά 3 φορές; Σύμφωνα με το νόμο της δράσης της μάζας, γράφουμε την έκφραση για το ρυθμό αντίδρασης:
.
Όταν η συγκέντρωση ΝΟ αυξηθεί κατά 3 φορές, ο ρυθμός αντίδρασης θα είναι:
Η ταχύτητα αντίδρασης θα αυξηθεί 9 φορές.
Παράδειγμα 4.
Προσδιορίστε πώς θα αλλάξει ο ρυθμός αντίδρασης 
εάν αυξήσετε την πίεση στο σύστημα κατά 2 φορές.
Μια αύξηση της πίεσης στο σύστημα κατά 2 φορές θα προκαλέσει μείωση του όγκου του συστήματος κατά 2 φορές, ενώ οι συγκεντρώσεις των ουσιών που αντιδρούν θα αυξηθούν κατά 2 φορές.
Σύμφωνα με το νόμο της δράσης μάζας, γράφουμε τον αρχικό ρυθμό αντίδρασης 
και με 2πλάσια αύξηση της πίεσης:
, .
Η ταχύτητα αντίδρασης θα αυξηθεί 8 φορές.
Παράδειγμα 5.
Να υπολογίσετε τις αρχικές συγκεντρώσεις των ουσιών Α και Β στο σύστημα Α+3Β=2Γ, αν οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των ουσιών Α είναι 0,1 mol/l, οι ουσίες Β είναι 0,2 mol/l, οι ουσίες Γ είναι 0,7 mol/l.
Βρίσκουμε τη συγκέντρωση της ουσίας Α που δαπανήθηκε για την αντίδραση σχηματίζοντας την αναλογία σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης:
2 mol/l C που λαμβάνεται από 1 mol/l A,
0,7 mol/l C ®x mol/l × A.
mol/l Α.
Επομένως, η αρχική συγκέντρωση της ουσίας Α είναι:
0,1 + 0,35 = 0,45 mol/l.
Βρείτε τη συγκέντρωση της ουσίας Β που δαπανήθηκε για την αντίδραση.
Δημιουργούμε την αναλογία σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης:
2 mol/l C που λαμβάνεται από 3 mol/l B
0,7 mol/l C ® x mol/l B
x=mol/l Α.
Τότε η αρχική συγκέντρωση της ουσίας Β είναι:
φίλη αλήτη.
Παράδειγμα 6.
Σε θερμοκρασία 40 0 ° C σχηματίστηκαν 0,5 mol/l ουσίας Α. Πόσα mol/l A σχηματίζονται αν η θερμοκρασία αυξηθεί στους 80 0 C; Ο συντελεστής θερμοκρασίας της αντίδρασης είναι 2.
Χρησιμοποιώντας τον κανόνα του Van't Hoff, γράφουμε την έκφραση για τον ρυθμό αντίδρασης στους 80 0 C:
.
Αντικαθιστώντας αυτά τα προβλήματα στην εξίσωση, παίρνουμε:
Στους 80 0 C σχηματίζονται 8 mol/l ουσίας Α.
Παράδειγμα 7.
Υπολογίστε τη μεταβολή της σταθεράς ταχύτητας μιας αντίδρασης με ενέργεια ενεργοποίησης 191 kJ/mol όταν η θερμοκρασία αυξάνεται από 330 σε 400 Κ.
Ας γράψουμε την εξίσωση Arrhenius για την συνθήκη του προβλήματος:
όπου R είναι η καθολική σταθερά αερίου ίση με 8,32 J/k(K×mol).
όπου η μεταβολή της σταθεράς ρυθμού θα είναι:
Εργασίες δοκιμής
61. Ρυθμός χημικής αντίδρασης
2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)
σε συγκεντρώσεις αντιδρώντων =0,3 mol/l και =0,15 mol/l ήταν 1,2·10-3 mol/(l·s). Βρείτε την τιμή της σταθεράς ταχύτητας αντίδρασης.
62. Κατά πόσους βαθμούς πρέπει να αυξηθεί η θερμοκρασία του συστήματος ώστε ο ρυθμός αντίδρασης σε αυτό να αυξηθεί 30 φορές (=2,5);
63. Πόσες φορές πρέπει να αυξηθεί η συγκέντρωση μονοξειδίου του άνθρακα στο σύστημα;
2CO = CO2+ C,
ώστε ο ρυθμός αντίδρασης να αυξάνεται 4 φορές;
64. Πόσες φορές πρέπει να αυξηθεί η πίεση ώστε ο ρυθμός αντίδρασης του σχηματισμού NO2 σύμφωνα με την αντίδραση
αυξήθηκε 1000 φορές;
65. Η αντίδραση προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση
2NO(g) + Cl2(g) = 2NOCl(g).
Οι συγκεντρώσεις των αρχικών ουσιών πριν από την έναρξη της αντίδρασης ήταν: =0,4 mol/l. =0,3 mol/l. Πόσες φορές θα αλλάξει η ταχύτητα αντίδρασης σε σύγκριση με την αρχική τη στιγμή που το μισό μονοξείδιο του αζώτου έχει χρόνο να αντιδράσει;
66. Πόσες φορές θα αυξηθεί η σταθερά ταχύτητας μιας χημικής αντίδρασης όταν η θερμοκρασία αυξηθεί κατά 40, αν =3,2;
67. Γράψτε μια έκφραση για το ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης που συμβαίνει σε ένα ομοιογενές σύστημα σύμφωνα με την εξίσωση
και προσδιορίστε πόσες φορές θα αυξηθεί ο ρυθμός αυτής της αντίδρασης εάν:
α) η συγκέντρωση Α θα μειωθεί κατά 2 φορές.
β) η συγκέντρωση Α θα αυξηθεί κατά 2 φορές.
γ) η συγκέντρωση Β θα αυξηθεί κατά 2 φορές.
δ) η συγκέντρωση και των δύο ουσιών θα αυξηθεί κατά 2 φορές.
68. Πόσες φορές πρέπει να αυξηθεί η συγκέντρωση υδρογόνου στο σύστημα;
N2 + 3H2= 2NH3,
ώστε ο ρυθμός αντίδρασης να αυξάνεται 100 φορές;
69. Υπολογίστε τον συντελεστή θερμοκρασίας του ρυθμού αντίδρασης εάν η σταθερά της ταχύτητας στους 100 C είναι 0,0006 και στους 150 C 0,072.
70. Η αντίδραση μεταξύ του μονοξειδίου του αζώτου (II) και του χλωρίου προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση
2NO + Cl2= 2NOCl.
Πώς αλλάζει ο ρυθμός αντίδρασης με την αύξηση:
α) η συγκέντρωση του μονοξειδίου του αζώτου είναι 2 φορές.
β) συγκέντρωση χλωρίου 2 φορές.
γ) οι συγκεντρώσεις και των δύο ουσιών είναι 2 φορές;
ΧΗΜΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
Παραδείγματα επίλυσης προβλημάτων
Η χημική ισορροπία είναι μια κατάσταση ενός συστήματος στο οποίο οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων χημικών αντιδράσεων είναι ίσοι και οι συγκεντρώσεις των ουσιών που αντιδρούν δεν αλλάζουν με την πάροδο του χρόνου.
Ένα ποσοτικό χαρακτηριστικό της χημικής ισορροπίας είναι η σταθερά ισορροπίας. Η σταθερά ισορροπίας σε σταθερή θερμοκρασία είναι ίση με την αναλογία του γινομένου των συγκεντρώσεων ισορροπίας των προϊόντων αντίδρασης προς το γινόμενο των συγκεντρώσεων ισορροπίας των αρχικών ουσιών, λαμβανομένης σε δυνάμεις των στοιχειομετρικών συντελεστών τους, και είναι σταθερή τιμή.
Γενικά, για μια ομοιογενή αντίδραση mA+ nB« pC+qD
η σταθερά ισορροπίας είναι:
Εκφράζουμε αυτή την εξίσωση με το νόμο της δράσης της μάζας για μια αναστρέψιμη αντίδραση.
Όταν αλλάζουν οι εξωτερικές συνθήκες, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται, εκφραζόμενη σε μια αλλαγή στις συγκεντρώσεις ισορροπίας των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης. Η κατεύθυνση της μετατόπισης της ισορροπίας καθορίζεται από την αρχή του Le Chatelier: εάν μια εξωτερική επιρροή ασκείται σε ένα σύστημα σε ισορροπία, τότε η ισορροπία μετατοπίζεται προς την κατεύθυνση που αποδυναμώνει την εξωτερική επιρροή.
Η χημική ισορροπία μπορεί να μετατοπιστεί από την επίδραση των αλλαγών στη συγκέντρωση των αντιδρώντων ουσιών, τη θερμοκρασία και την πίεση.
Με την αύξηση της συγκέντρωσης των αρχικών ουσιών, η ισορροπία θα μετατοπιστεί σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier προς τα προϊόντα αντίδρασης και με την αύξηση των συγκεντρώσεων των προϊόντων - προς τις αρχικές ουσίες.
Όταν η θερμοκρασία αλλάζει (αυξάνεται), η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση (D H > 0), η οποία συμβαίνει με την απορρόφηση της θερμότητας, δηλ. ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης αυξάνεται και η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα προϊόντα της αντίδρασης. Στην περίπτωση μιας εξώθερμης αντίδρασης (DH > 0), καθώς αυξάνεται η θερμοκρασία, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης θα αυξηθεί, γεγονός που θα εξασφαλίσει την απορρόφηση της θερμότητας και η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τις αρχικές ουσίες.
Εάν η αντίδραση περιλαμβάνει ουσίες σε αέρια κατάσταση, τότε η χημική ισορροπία μπορεί να μετατοπιστεί αλλάζοντας την πίεση. Η αύξηση της πίεσης ισοδυναμεί με αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδρώντων. Καθώς η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς μια αντίδραση με λιγότερα mol αερίων ουσιών και καθώς η πίεση μειώνεται, προς μια αντίδραση με μεγαλύτερο αριθμό γραμμομορίων αερίων ουσιών.
Παράδειγμα 1.
Να υπολογίσετε τις αρχικές συγκεντρώσεις των ουσιών Α και Β στο ομοιογενές σύστημα A + 3B «2C, αν οι συγκεντρώσεις ισορροπίας A = 0,1 mol/l, B = 0,2 mol/l, C = 0,7 mol/l.
Είναι γνωστό ότι η αρχική συγκέντρωση μιας ουσίας είναι ίση με το άθροισμα της συγκέντρωσης ισορροπίας και της συγκέντρωσης που δαπανήθηκε για την αντίδραση, δηλ. αντέδρασε:
Για να το βρείτε, πρέπει να ξέρετε πόσο αντέδρασε η ουσία Α.
Υπολογίζουμε συνθέτοντας την αναλογία σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης:
2mol/l C που λαμβάνεται από 1 mol/l Α
0,7 mol/l C ––––––––x mol/l A,
x= (0,7×1)/2= 0,35 mol/l
Υπολογίζουμε την αρχική συγκέντρωση της ουσίας Β:
Για να το βρούμε, ας δημιουργήσουμε μια αναλογία:
2 mol/l C που λαμβάνεται από 3 mol/l B
0,7 mol/l C –––––––––––––x mol/l Β
x = (0,7×3)/2 = 1,05 mol/l
Τότε η αρχική συγκέντρωση Β είναι:
Παράδειγμα 2.
Να υπολογίσετε τις συγκεντρώσεις ισορροπίας των ουσιών στο σύστημα A + B “C + D, με την προϋπόθεση ότι οι αρχικές συγκεντρώσεις των ουσιών είναι: A = 1 mol/l, B = 5 mol/l. Η σταθερά ισορροπίας είναι 1.
Ας υποθέσουμε ότι μέχρι τη στιγμή της ισορροπίας της ουσίας A x moles έχουν αντιδράσει. Με βάση την εξίσωση της αντίδρασης, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας θα είναι:
;
αφού σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης για την ουσία Β, χρειάστηκε η ίδια ποσότητα αντίδρασης με την ουσία Α.
Αντικαθιστούμε τις τιμές των συγκεντρώσεων ισορροπίας στη σταθερά ισορροπίας και βρίσκουμε το x.
Επειτα: 
Παράδειγμα 3.
Έχει δημιουργηθεί μια ισορροπία στο σύστημα: 2AB + B 2 “2AB; D H > 0.
Προς ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η ισορροπία καθώς μειώνεται η θερμοκρασία;
Αυτή η άμεση αντίδραση είναι ενδόθερμη, δηλ. πηγαίνει με την απορρόφηση της θερμότητας, επομένως, όταν η θερμοκρασία στο σύστημα μειωθεί, η ισορροπία, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, θα μετατοπιστεί προς τα αριστερά, προς την αντίστροφη αντίδραση, η οποία είναι εξώθερμη.
Παράδειγμα 4.
Η ισορροπία του συστήματος A + B « AB εδραιώθηκε στις ακόλουθες συγκεντρώσεις ουσιών: C (A) = C ( B) = C ( AB) = 0,01 mol/l. Να υπολογίσετε τη σταθερά ισορροπίας και τις αρχικές συγκεντρώσεις των ουσιών. 72. Αρχικές συγκεντρώσεις οξειδίου του αζώτου (II) και χλωρίου στο σύστημα
2NO + Cl2 2NOCl
είναι 0,5 mol/l και 0,2 mol/l, αντίστοιχα. Υπολογίστε τη σταθερά ισορροπίας εάν μέχρι να έλθει η ισορροπία, έχουν αντιδράσει 20 μονοξείδιο του αζώτου.
73. Σε μια ορισμένη θερμοκρασία, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των αντιδραστηρίων μιας αναστρέψιμης χημικής αντίδρασης είναι
2A(g)+B(g) 2C(g)
ήταν [A]=0,04 mol/l, [B]=0,06 mol/l, [C]=0,02 mol/l. Να υπολογίσετε τη σταθερά ισορροπίας και τις αρχικές συγκεντρώσεις των ουσιών Α και Β.
74. Σε μια ορισμένη θερμοκρασία, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας στο σύστημα
ήταν αντίστοιχα: = 0,04 mol/l, = 0,06 mol/l,
0,02 mol/l. Υπολογίστε τη σταθερά ισορροπίας και την αρχική συν-
συγκέντρωση οξειδίου του θείου (IV) και οξυγόνου.
75. Όταν το σύστημα βρίσκεται σε ισορροπία
Οι συγκεντρώσεις των εμπλεκόμενων ουσιών ήταν: = 0,3 mol/l. = =0,9 mol/l; = 0,4 mol/l. Υπολογίστε πώς θα αλλάξουν οι ρυθμοί της μπροστινής και της αντίστροφης αντίδρασης εάν η πίεση αυξηθεί 5 φορές. Προς ποια κατεύθυνση θα μετατοπιστεί η ισορροπία;
76. Να υπολογίσετε τη σταθερά ισορροπίας μιας αντιστρεπτής αντίδρασης
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g),
εάν η συγκέντρωση ισορροπίας = 0,04 mol/l, και οι αρχικές συγκεντρώσεις των ουσιών = 1 mol/l, = 0,8 mol/l.
77. Ισορροπία του συστήματος
CO + Cl2 COCl2,
καθορίζεται στις ακόλουθες συγκεντρώσεις αντιδρώντων: [CO] = =[Cl2] = = 0,001 mol/l. Προσδιορίστε τη σταθερά ισορροπίας και τις αρχικές συγκεντρώσεις μονοξειδίου του άνθρακα και χλωρίου.
78. Οι αρχικές συγκεντρώσεις μονοξειδίου του άνθρακα (II) και υδρατμών είναι ίσες και ανέρχονται σε 0,03 mol/l. Υπολογίστε τις συγκεντρώσεις ισορροπίας CO, H2O και H2 στο σύστημα
CO + H2O CO2 + H2,
αν η συγκέντρωση ισορροπίας του CO2 ήταν ίση με 0,01 mol/l. Να υπολογίσετε τη σταθερά ισορροπίας.
79. Προσδιορίστε τη συγκέντρωση ισορροπίας του υδρογόνου στο σύστημα
εάν η αρχική συγκέντρωση του HJ ήταν 0,05 mol/l, και η σταθερά ισορροπίας K = 0,02.
80. Σταθερά ισορροπίας συστήματος
CO + H2O CO2+ H2
σε ορισμένη θερμοκρασία ισούται με 1. Υπολογίστε την ποσοστιαία σύνθεση του μείγματος σε κατάσταση ισορροπίας αν οι αρχικές συγκεντρώσεις CO και H2O είναι 1 mol/l.
