Kemiska reaktioner sker med olika hastigheter: vid låg hastighet under bildandet av stalaktiter och stalagmiter, med medelhastighet vid tillagning av mat, direkt under en explosion. Reaktioner sker mycket snabbt i vattenlösningar.
Att bestämma hastigheten för en kemisk reaktion, såväl som att belysa dess beroende av processens förhållanden, är den kemiska kinetikens uppgift - vetenskapen om mönstren för kemiska reaktioner över tid.
Om kemiska reaktioner sker i ett homogent medium, till exempel i en lösning eller i gasfas, sker interaktionen mellan de reagerande ämnena i hela volymen. Sådana reaktioner kallas homogen.
(v homog) definieras som förändringen i mängden ämne per tidsenhet per volymenhet:
där Δn är förändringen i antalet mol av ett ämne (oftast originalet, men det kan också vara en reaktionsprodukt); Δt - tidsintervall (s, min); V är volymen av gas eller lösning (l).
Eftersom förhållandet mellan mängden ämne och volymen representerar molkoncentrationen C, alltså
Således definieras hastigheten för en homogen reaktion som förändringen i koncentrationen av ett av ämnena per tidsenhet:
om systemets volym inte ändras.
Om en reaktion sker mellan ämnen i olika aggregationstillstånd (t.ex. mellan ett fast ämne och en gas eller vätska), eller mellan ämnen som inte kan bilda ett homogent medium (t.ex. mellan oblandbara vätskor), så sker den endast på ämnenas kontaktyta. Sådana reaktioner kallas heterogen.
Definieras som förändringen i mängden ämne per tidsenhet på en enhetsyta.
där S är kontaktytan mellan ämnen (m 2, cm 2).
En förändring i mängden av ett ämne som reaktionshastigheten bestäms av är en extern faktor som observeras av forskaren. Faktum är att alla processer utförs på mikronivå. Uppenbarligen, för att vissa partiklar ska reagera måste de först kollidera och kollidera effektivt: inte spridas som bollar i olika riktningar, utan på ett sådant sätt att "gamla bindningar" förstörs eller försvagas i partiklarna och "nya" kan form.", och för detta måste partiklarna ha tillräcklig energi.
Beräknade data visar att till exempel i gaser uppgår kollisioner av molekyler vid atmosfärstryck till miljarder per sekund, det vill säga alla reaktioner bör ske omedelbart. Men det är inte sant. Det visar sig att endast en mycket liten del av molekylerna har den energi som krävs för att leda till effektiva kollisioner.
Den minsta överskottsenergi som en partikel (eller partikelpar) måste ha för att en effektiv kollision ska inträffa kallas aktiverings energi Ea.
På vägen för alla partiklar som kommer in i reaktionen finns det således en energibarriär som är lika med aktiveringsenergin E a. När den är liten finns det många partiklar som kan övervinna den, och reaktionshastigheten är hög. Annars krävs en "push". När du tar med en tändsticka för att tända en alkohollampa, ger du den extra energi E a som krävs för effektiv kollision mellan alkoholmolekyler och syremolekyler (övervinner barriären).
Hastigheten på en kemisk reaktion beror på många faktorer. De viktigaste är: reaktanternas beskaffenhet och koncentration, tryck (i reaktioner som involverar gaser), temperatur, verkan av katalysatorer och ytan på reaktanterna vid heterogena reaktioner.
Temperatur
När temperaturen ökar, ökar i de flesta fall hastigheten för en kemisk reaktion avsevärt. På 1800-talet Den holländska kemisten J. X. van't Hoff formulerade regeln:
Varje 10 °C ökning av temperaturen leder till en ökning avreaktionshastighet 2-4 gånger(detta värde kallas reaktionens temperaturkoefficient).
När temperaturen ökar ökar medelhastigheten för molekyler, deras energi och antalet kollisioner något, men andelen "aktiva" molekyler som deltar i effektiva kollisioner som övervinner reaktionens energibarriär ökar kraftigt. Matematiskt uttrycks detta beroende av relationen:
där v t 1 och v t 2 är reaktionshastigheterna, respektive vid de slutliga t 2- och initiala t 1-temperaturerna, och γ är temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten, som visar hur många gånger reaktionshastigheten ökar med varje 10 °C ökning i temperatur.
Men för att öka reaktionshastigheten är det inte alltid användbart att öka temperaturen, eftersom utgångsämnena kan börja sönderdelas, lösningsmedel eller själva ämnena kan avdunsta, etc.
Endotermiska och exoterma reaktioner
Reaktionen av metan med atmosfäriskt syre är känt för att åtföljas av frigörandet av en stor mängd värme. Därför används den i vardagen för matlagning, uppvärmning av vatten och uppvärmning. Naturgas som tillförs hem genom rör består till 98 % av metan. Reaktionen av kalciumoxid (CaO) med vatten åtföljs också av frigörandet av en stor mängd värme.
Vad kan dessa fakta tyda på? När nya kemiska bindningar bildas i reaktionsprodukterna, Mer energi än vad som krävs för att bryta kemiska bindningar i reagenser. Överskottsenergi frigörs som värme och ibland ljus.
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O + Q (energi (ljus, värme));
CaO + H2O = Ca (OH)2 + Q (energi (värme)).
Sådana reaktioner bör uppstå lätt (eftersom en sten rullar lätt nedför).
Reaktioner där energi frigörs kallas EXOTHERMAL(från latinets "exo" - ut).
Till exempel är många redoxreaktioner exoterma. En av dessa vackra reaktioner är intramolekylär oxidationsreduktion som sker inuti samma salt - ammoniumdikromat (NH 4) 2 Cr 2 O 7:
(NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4 H2O + Q (energi).
En annan sak är motreaktionen. De är analoga med att rulla en sten uppför en kulle. Det har fortfarande inte varit möjligt att få metan från CO 2 och vatten och det krävs kraftig uppvärmning för att få bränd kalk CaO från kalciumhydroxid Ca(OH) 2. Denna reaktion sker endast med ett konstant flöde av energi utifrån:
Ca(OH)2 = CaO + H2O - Q (energi (värme))
Detta tyder på att brytning av kemiska bindningar i Ca(OH) 2 kräver mer energi än vad som kan frigöras under bildandet av nya kemiska bindningar i CaO- och H 2 O-molekyler.
Reaktioner där energi absorberas kallas ENDOTERMISK(från "endo" - inåt).
Koncentration av reaktanter
En förändring av trycket när gasformiga ämnen deltar i reaktionen leder också till en förändring av koncentrationen av dessa ämnen.
För att kemiska interaktioner mellan partiklar ska inträffa måste de effektivt kollidera. Ju högre koncentration av reaktanter, desto fler kollisioner och följaktligen desto högre reaktionshastighet. Till exempel brinner acetylen väldigt snabbt i rent syre. I detta fall utvecklas en temperatur som är tillräcklig för att smälta metallen. Baserat på en stor mängd experimentellt material formulerade 1867 norrmännen K. Guldenberg och P. Waage och oberoende av dem 1865 den ryske vetenskapsmannen N.I. Beketov grundlagen för kemisk kinetik, som fastställde reaktionshastighetens beroende av koncentrationen av de reagerande ämnena.
Hastigheten för en kemisk reaktion är proportionell mot produkten av koncentrationerna av de reagerande ämnena, tagna i potenser lika med deras koefficienter i reaktionsekvationen.
Denna lag kallas också lagen om massaktion.
För reaktionen A + B = D kommer denna lag att uttryckas enligt följande:
För reaktionen 2A + B = D kommer denna lag att uttryckas enligt följande:
Här är C A, C B koncentrationerna av ämnena A och B (mol/l); k 1 och k 2 är proportionalitetskoefficienter, kallade reaktionshastighetskonstanter.
Den fysiska innebörden av reaktionshastighetskonstanten är inte svår att fastställa - den är numeriskt lika med reaktionshastigheten där koncentrationerna av reaktanterna är 1 mol/l eller deras produkt är lika med enhet. I detta fall är det tydligt att reaktionshastighetskonstanten endast beror på temperaturen och inte beror på koncentrationen av ämnen.
Massaktionens lag tar inte hänsyn till koncentrationen av reaktanter i fast tillstånd, eftersom de reagerar på ytor och deras koncentrationer är vanligtvis konstanta.
Till exempel, för en kolförbränningsreaktion, bör reaktionshastighetsuttrycket skrivas på följande sätt:
dvs reaktionshastigheten är endast proportionell mot syrekoncentrationen.
Om reaktionsekvationen endast beskriver en total kemisk reaktion som sker i flera steg, så kan hastigheten för en sådan reaktion på ett komplext sätt bero på koncentrationerna av utgångsämnena. Detta beroende bestäms experimentellt eller teoretiskt baserat på den föreslagna reaktionsmekanismen.
Katalysatorers verkan
Det är möjligt att öka reaktionshastigheten genom att använda speciella ämnen som förändrar reaktionsmekanismen och styr den längs en energimässigt gynnsammare väg med lägre aktiveringsenergi. De kallas katalysatorer (från latinets katalys - förstörelse).
Katalysatorn fungerar som en erfaren guide som guidar en grupp turister inte genom ett högt pass i bergen (att övervinna det kräver mycket ansträngning och tid och är inte tillgängligt för alla), utan längs de förbifartsvägar som är kända för honom, längs vilka man kan övervinna berget mycket lättare och snabbare.
Det är sant att med rondellvägen kommer du inte exakt dit huvudpasset leder. Men ibland är det precis vad som krävs! Det är precis så katalysatorer som kallas selektiva verkar. Det är tydligt att det inte finns något behov av att bränna ammoniak och kväve, men kväveoxid (II) används vid framställning av salpetersyra.
Katalysatorer- det här är ämnen som deltar i en kemisk reaktion och ändrar dess hastighet eller riktning, men i slutet av reaktionen förblir de oförändrade kvantitativt och kvalitativt.
Att ändra hastigheten för en kemisk reaktion eller dess riktning med hjälp av en katalysator kallas katalys. Katalysatorer används i stor utsträckning inom olika industrier och transporter (katalysatorer som omvandlar kväveoxider från bilavgaser till ofarligt kväve).
Det finns två typer av katalys.
Homogen katalys, där både katalysatorn och reaktanterna är i samma aggregationstillstånd (fas).
Heterogen katalys, där katalysatorn och reaktanterna är i olika faser. Till exempel, sönderdelningen av väteperoxid i närvaro av en fast mangan (IV) oxidkatalysator:
Katalysatorn i sig förbrukas inte som ett resultat av reaktionen, men om andra ämnen adsorberas på dess yta (de kallas katalytiska gifter), blir ytan inoperabel och regenerering av katalysatorn krävs. Därför, innan den katalytiska reaktionen utförs, renas utgångsmaterialen grundligt.
Till exempel, vid framställning av svavelsyra genom kontaktmetod används en fast katalysator - vanadin(V)oxid V 2 O 5:
Vid framställning av metanol används en fast "zink-krom"-katalysator (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):
Biologiska katalysatorer - enzymer - fungerar mycket effektivt. Av kemisk natur är de proteiner. Tack vare dem sker komplexa kemiska reaktioner i hög hastighet i levande organismer vid låga temperaturer.
Andra intressanta ämnen är kända - inhibitorer (från latinets inhibere - att fördröja). De reagerar med aktiva partiklar i hög hastighet för att bilda lågaktiva föreningar. Som ett resultat avtar reaktionen kraftigt och stannar sedan. Inhibitorer tillsätts ofta specifikt till olika ämnen för att förhindra oönskade processer.
Till exempel stabiliseras väteperoxidlösningar med hjälp av inhibitorer.
Typen av de reagerande ämnena (deras sammansättning, struktur)
Menande aktiveringsenergierär den faktor genom vilken påverkan av de reagerande ämnenas natur på reaktionshastigheten påverkas.
Om aktiveringsenergin är låg (< 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.
Om aktiveringsenergin är hög(> 120 kJ/mol), detta betyder att endast en liten del av kollisioner mellan interagerande partiklar leder till en reaktion. Hastigheten för en sådan reaktion är därför mycket låg. Till exempel är utvecklingen av ammoniaksyntesreaktionen vid vanliga temperaturer nästan omöjlig att märka.
Om aktiveringsenergierna för kemiska reaktioner har mellanvärden (40120 kJ/mol), kommer hastigheterna för sådana reaktioner att vara genomsnittliga. Sådana reaktioner inkluderar växelverkan av natrium med vatten eller etylalkohol, avfärgning av bromvatten med etylen, växelverkan av zink med saltsyra, etc.
Kontaktyta på reagerande ämnen
Hastigheten för reaktioner som sker på ytan av ämnen, det vill säga heterogena, beror, allt annat lika, på egenskaperna hos denna yta. Det är känt att krita i pulverform löser sig mycket snabbare i saltsyra än en krita av samma vikt.
Ökningen av reaktionshastigheten beror främst på öka kontaktytan för utgångsämnena, såväl som ett antal andra skäl, till exempel en kränkning av strukturen för det "korrekta" kristallgittret. Detta leder till det faktum att partiklar på ytan av de resulterande mikrokristallerna är mycket mer reaktiva än samma partiklar på en "slät" yta.
Inom industrin, för att utföra heterogena reaktioner, används en "fluidiserad bädd" för att öka kontaktytan för de reagerande ämnena, tillförseln av utgångsämnen och avlägsnande av produkter. Till exempel, vid produktion av svavelsyra, eldas pyrit med hjälp av en "fluidiserad bädd".
Referensmaterial för att göra testet:
Mendeleev bord
Löslighetstabell
Effekten av tryck på reaktionshastigheten beror på beställa reaktioner. Om temperaturen förblir oförändrad och sammansättningen av den ursprungliga gasblandningen ges, kan vi med hjälp av tillståndsekvationen för varje koncentration skriva: p a=aR m T, p b=bR m T. Här A, b,..., är molära koncentrationer, och p a, p b, ..., är partialtrycken för motsvarande gaser. Om det totala antalet mol per volymenhet är z, då på exakt samma sätt kan vi skriva sid=zR m T, Var R- allmänt tryck. Därför , ... osv. Mängder...osv. det finns relativa volymetriska koncentrationer. Betecknar dem med A, I...etc., vi får: p a=Ap,
Var ; pb =Bp, . Låt oss överväga monomolekylär process som beskrivs av ekvationen:
i detta fall är ämnets omvandlingshastighet direkt proportionell mot trycket: ~ sid.
För bimolekylär reaktioner:
dvs ~ sid 2. Följaktligen för trimolekylär reaktioner vi får:
Var k- reaktionshastighetskonstant.
2.2. Aktiverings energi. Arrhenius lag
Antalet inbördes kollisioner av reagerande molekyler ökar ~, vilket bidrar till en ökning av reaktionshastigheten. Till exempel, för många reaktioner leder en temperaturökning på bara 10°C till en ökning av hastighetskonstanten med en faktor 2-4.
Exempel. Halveringstid för vätejodid enligt ekvationen 2HJ→H2+J2. På T = 373K halveringstid är 314 000 år, med T=666K den minskar till 1,3 timmar, och kl T=973K t 1/2 = 0,12 sek.
Arrhenius: för att en kemisk reaktion ska inträffa krävs en preliminär försvagning eller brytning av de inre bindningarna i en stabil molekyl, för vilken en viss mängd energi måste förbrukas E . Ju större termisk energi hos kolliderande molekyler, desto större är sannolikheten för omarrangemang av inre bindningar och skapandet av nya molekyler. På E= const kommer frekvensen av kollisioner som slutar i en reaktion att öka betydligt snabbare än .
Den energi som krävs för att övervinna energibarriären som förhindrar närmandet av reagerande molekyler och bildningen av reaktionsprodukter kallas aktiveringsenergi E a. Således inträffar den elementära handlingen av en kemisk reaktion endast under kollisionen av de molekyler vars kinetiska energi är större E a.
Aktiverings energi E a vanligtvis högre än medelenergin för termisk rörelse hos molekyler. Ju lägre aktiveringsenergin är, desto oftare kommer kollisioner av molekyler att inträffa, vilket leder till bildandet av reaktionsprodukter, och desto högre blir hastigheten för den kemiska reaktionen. Öka T leder till en ökning av antalet molekyler med överskottsenergi som överstiger E a. Detta förklarar ökningen av den kemiska reaktionshastigheten med ökande temperatur (Fig. 2.1).
Ris. 2.1. Förbränningsvärme F och aktiveringsenergi E=u max - u 1
I de enklaste fallen kan hastighetskonstanterna för kemiska reaktioner bestämmas på basis av de allmänna sambanden för molekylär kinetisk teori (se t.ex.).
Låt oss beteckna med p A Och p in antal molekyler A och B i 1 cm 3 . Reaktionshastigheten kommer att vara lika med antalet Z sådana kollisioner av molekylerna A och B per tidsenhet, vars energi är större än aktiveringsenergin E . För en idealisk gas Z bestäms utifrån Maxwell–Boltzmanns energidistributionslag:
Här är den genomsnittliga effektiva diametern för kolliderande molekyler, är den reducerade molekylvikten, R m = 8,315∙10 7 erg/grad - universell gaskonstant, m A, m B - molekylvikter.
I de flesta fall är de experimentella värdena betydligt lägre än de teoretiska. Därför införs den så kallade probabilistiska eller steriska koefficienten i beräkningsformeln R. Som ett resultat kallas formeln för att beräkna hastigheten för en bimolekylär reaktion Arrhenius formel, har följande form:
Genom att jämföra den resulterande formeln med ekvation (2.8) för andra ordningens reaktioner kan vi få ett uttryck för hastighetskonstanten för denna reaktion:
Temperaturens starka inverkan på reaktionshastigheterna tillskrivs främst Arrhenius-faktorn. Därför, i ungefärliga beräkningar, anses pre-exponentialfaktorn ofta vara oberoende av T.
Analys av formel (2.12) visar att med ökande T, ökar tillväxthastigheten för W först, når ett visst maximivärde och minskar sedan, med andra ord, kurvan W mot T har en böjningspunkt. Genom att likställa den andra derivatan av W med avseende på T till noll, finner vi temperaturen som motsvarar böjningspunkten:
Det är lätt att se att denna temperatur är ganska hög. Till exempel, vid E = 20000 cal/(g-mol) Tp = 5000 K. När formel (2.12) används för numeriska beräkningar, bör dimensionerna för de mängder som ingår i den beaktas.
Formel (2.12) kan skrivas på följande sätt:
var är den pre-exponentiella faktorn, dvs. totalt antal kollisioner vid n A =n B =1 molekyl/cm 3. Ibland R ingår också i den pre-exponentiella faktorn.
För uppskattade beräkningar av reaktionshastighetens ordning, värdet k 0 kan tas för temperatur T=300K lika med 10-10 cm3/(molekyl∙sek) (för d avg "4∙10-8 och mA =mB"30).
Kemisk reaktionshastighet lika med förändringen i mängden ämne per tidsenhet i en enhet av reaktionsutrymme Beroende på typen av kemisk reaktion (homogen eller heterogen) ändras reaktionsutrymmets karaktär. Reaktionsutrymmet brukar kallas det område där den kemiska processen är lokaliserad: volym (V), area (S).
Reaktionsutrymmet för homogena reaktioner är en volym fylld med reagens. Eftersom förhållandet mellan mängden av ett ämne och en volymenhet kallas koncentration (c), är hastigheten för en homogen reaktion lika med förändringen i koncentrationen av utgångsämnena eller reaktionsprodukterna över tiden. Det finns genomsnittliga och momentana reaktionshastigheter.
Den genomsnittliga reaktionshastigheten är:
där c2 och cl är koncentrationerna av utgångsämnena vid tidpunkterna t2 och t1.
Minustecknet "-" i det här uttrycket placeras när man ska hitta hastigheten genom en förändring i koncentrationen av reagenserna (i detta fall Dс< 0, так как со временем концентрации реагентов уменьшаются); концентрации продуктов со временем нарастают, и в этом случае используется знак плюс «+».
Reaktionshastigheten vid en given tidpunkt eller den momentana (sanna) reaktionshastigheten v är lika med:
Reaktionshastigheten i SI har enheten [mol×m-3×s-1], andra storleksenheter [mol×l-1×s-1], [mol×cm-3 ×s-1], [mol ×cm –Z×min-1].
Hastigheten för en heterogen kemisk reaktion v kallas förändringen i mängden reaktant (Dn) per tidsenhet (Dt) per enhet gränssnittsarea (S) och bestäms av formeln:
eller via derivat:
Enheten för heterogen reaktionshastighet är mol/m2 ×s.
Exempel 1. Klor och väte blandades i ett kärl. Blandningen upphettades. Efter 5 s blev koncentrationen av väteklorid i kärlet lika med 0,05 mol/dm3. Bestäm den genomsnittliga bildningshastigheten för väteklorid (mol/dm3 s).
Lösning. Vi bestämmer förändringen i koncentrationen av väteklorid i kärlet 5 s efter reaktionens början:
där c2, cl är de slutliga och initiala molära koncentrationerna av HCl.
Dc (HCl) = 0,05 - 0 = 0,05 mol/dm3.
Låt oss beräkna den genomsnittliga hastigheten för vätekloridbildning med hjälp av ekvation (3.1):
Svar: 7 = 0,01 mol/dm3 ×s.
Exempel 2. I ett kärl med en volym av 3 dm3 sker följande reaktion:
C2H2 + 2H2®C2H6.
Den initiala massan av väte är 1 g. 2 s efter starten av reaktionen blir massan av väte 0,4 g. Bestäm den genomsnittliga bildningshastigheten för C2H6 (mol/dm"×s).
Lösning. Massan av väte som kom in i reaktionen (mpror (H2)) är lika med skillnaden mellan den initiala massan av väte (miout (H2)) och den slutliga massan av oreagerat väte (tk (H2)):
tpror.(H2)=tiskh(H2)-mk(H2); tpror (H2) = 1-0,4 = 0,6 g.
Låt oss beräkna mängden väte:
= 0,3 mol.
Bestäm mängden C2H6 som bildas:
Enligt ekvationen: från 2 mol H2® bildas 1 mol C2H6;
Enligt tillståndet: från 0,3 mol H2 bildas ® x mol C2H6.
n(C2H6) = 0,15 mol.
Vi beräknar koncentrationen av den bildade C2H6:
Vi finner förändringen i koncentrationen av C2H6:
0,05-0 = 0,05 mol/dm3. Låt oss beräkna den genomsnittliga bildningshastigheten för C2H6 med hjälp av ekvation (3.1):
Svar: =0,025 mol/dm3 ×s.
Faktorer som påverkar hastigheten för en kemisk reaktion . Hastigheten för en kemisk reaktion bestäms av följande huvudfaktorer:
1) arten av de reagerande ämnena (aktiveringsenergi);
2) koncentration av reagerande ämnen (lagen om massverkan);
3) temperatur (van't Hoff regel);
4) närvaron av katalysatorer (aktiveringsenergi);
5) tryck (reaktioner som involverar gaser);
6) malningsgrad (reaktioner som involverar fasta ämnen);
7) typ av strålning (synlig, UV, IR, röntgen).
Beroendet av en kemisk reaktions hastighet av koncentration uttrycks av den grundläggande lagen för kemisk kinetik - lagen om massverkan.
Massaktionens lag . 1865 lade professor N.N. Beketov först fram en hypotes om det kvantitativa förhållandet mellan reaktantmassorna och reaktionstiden: "... attraktionen är proportionell mot produkten av de verkande massorna." Denna hypotes bekräftades i massaktionslagen, som fastställdes 1867 av två norska kemister K. M. Guldberg och P. Waage. Den moderna formuleringen av lagen om massaktion är som följer: vid en konstant temperatur är hastigheten för en kemisk reaktion direkt proportionell mot produkten av koncentrationerna av de reagerande ämnena, taget i potenser lika med de stökiometriska koefficienterna i reaktionsekvationen.
För reaktionen aA + bB = tM + nN har den kinetiska ekvationen för massverkans lag formen:
, (3.5)
var är reaktionshastigheten;
k- Proportionalitetskoefficient, kallad hastighetskonstanten för den kemiska reaktionen (vid = 1 mol/dm3 k är numeriskt lika); - koncentration av reagens som är involverade i reaktionen.
Hastighetskonstanten för en kemisk reaktion beror inte på koncentrationen av reaktanterna, utan bestäms av reaktanternas natur och reaktionsförhållandena (temperatur, närvaro av en katalysator). För en specifik reaktion som sker under givna förhållanden är hastighetskonstanten ett konstant värde.
Exempel 3. Skriv den kinetiska ekvationen för lagen om massverkan för reaktionen:
2NO (g) + C12 (g) = 2NOCl (g).
Lösning. Ekvation (3.5) för denna kemiska reaktion har följande form:
.
För heterogena kemiska reaktioner inkluderar ekvationen för massverkan koncentrationerna av endast de ämnen som är i gas- eller vätskefasen. Koncentrationen av ett ämne i den fasta fasen är vanligtvis konstant och ingår i hastighetskonstanten.
Exempel 4. Skriv den kinetiska ekvationen för lagen om massverkan för reaktioner:
a)4Fe(s) + 302(g) = 2Fe2O3(s);
b) CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g).
Lösning. Ekvation (3.5) för dessa reaktioner kommer att ha följande form:
Eftersom kalciumkarbonat är ett fast ämne, vars koncentration inte förändras under reaktionen, det vill säga i detta fall är reaktionshastigheten vid en viss temperatur konstant.
Exempel 5. Hur många gånger kommer reaktionshastigheten för oxidation av kväveoxid (II) med syre att öka om koncentrationerna av reagenserna fördubblas?
Lösning. Vi skriver reaktionsekvationen:
2NO + O2= 2NO2.
Låt oss beteckna de initiala och slutliga koncentrationerna av reagensen som c1(NO), cl(O2) respektive c2(NO), c2(O2). På samma sätt betecknar vi de initiala och slutliga reaktionshastigheterna: vt, v2. Sedan, med hjälp av ekvation (3.5), får vi:
.
Enligt villkoret är c2(NO) = 2c1 (NO), c2(O2) = 2c1(O2).
Vi finner v2 =к2 ×2cl(O2).
Ta reda på hur många gånger reaktionshastigheten kommer att öka:
Svar: 8 gånger.
Effekten av tryck på hastigheten för en kemisk reaktion är mest betydelsefull för processer som involverar gaser. När trycket ändras n gånger minskar volymen och koncentrationen ökar n gånger och vice versa.
Exempel 6. Hur många gånger ökar den kemiska reaktionshastigheten mellan gasformiga ämnen som reagerar enligt ekvationen A + B = C om trycket i systemet fördubblas?
Lösning. Med hjälp av ekvation (3.5) uttrycker vi reaktionshastigheten innan trycket ökar:
.
Den kinetiska ekvationen efter ökande tryck kommer att ha följande form:
.
När trycket ökar med 2 gånger kommer även volymen av gasblandningen enligt Boyle-Mariottes lag (рУ = const) att minska med 2 gånger. Följaktligen kommer koncentrationen av ämnen att öka med 2 gånger.
Således är c2(A) = 2cl(A), c2(B) = 2cl(B). Sedan
Vi bestämmer hur många gånger reaktionshastigheten kommer att öka med ökande tryck.
I livet möter vi olika kemiska reaktioner. Vissa av dem, som järnrostning, kan hålla i flera år. Andra, som att jäsa socker till alkohol, tar flera veckor. Ved i en kamin brinner på ett par timmar, och bensin i en motor brinner på en bråkdel av en sekund.
För att minska kostnaderna för utrustning ökar kemiska anläggningar reaktionshastigheten. Och vissa processer, till exempel matförstöring och metallkorrosion, måste bromsas upp.
Kemisk reaktionshastighet kan uttryckas som förändring i mängden materia (n, modulo) per tidsenhet (t) - jämför hastigheten för en rörlig kropp i fysiken som en förändring av koordinater per tidsenhet: υ = Δx/Δt. För att hastigheten inte ska vara beroende av kärlets volym som reaktionen sker i delar vi uttrycket med volymen av de reagerande ämnena (v), dvs vi får förändring i mängden av ett ämne per tidsenhet per volymenhet, eller förändring i koncentrationen av ett av ämnena per tidsenhet:
n 2 − n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v
där c = n/v är koncentrationen av ämnet,
Δ (läs "delta") är en allmänt accepterad beteckning för en värdeförändring.
Om ämnen har olika koefficienter i ekvationen, kommer reaktionshastigheten för var och en av dem beräknad med denna formel att vara olika. Till exempel reagerade 2 mol svaveldioxid fullständigt med 1 mol syre på 10 sekunder i 1 liter:
2S02 + O2 = 2S03
Syrehastigheten blir: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s
Hastighet för svaveldioxid: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- detta behöver inte memoreras och sägas under tentamen, exemplet ges för att inte förväxlas om denna fråga uppstår.
Hastigheten för heterogena reaktioner (som involverar fasta ämnen) uttrycks ofta per ytenhet av kontaktytor:
An
υ = –––––– (2)
Δt S
Reaktioner kallas heterogena när reaktanterna är i olika faser:
- ett fast ämne med ett annat fast ämne, vätska eller gas,
- två oblandbara vätskor
- vätska med gas.
Homogena reaktioner sker mellan ämnen i en fas:
- mellan väl blandade vätskor,
- gaser,
- ämnen i lösningar.
Förhållanden som påverkar hastigheten för kemiska reaktioner
1) Reaktionshastigheten beror på reaktanternas natur. Enkelt uttryckt, olika ämnen reagerar i olika hastighet. Till exempel reagerar zink häftigt med saltsyra, medan järn reagerar ganska långsamt.
2) Ju högre reaktionshastighet, desto snabbare koncentrationämnen. Zink kommer att reagera mycket längre med en mycket utspädd syra.
3) Reaktionshastigheten ökar markant med ökningen temperatur. Till exempel, för att bränsle ska brinna, är det nödvändigt att antända det, d.v.s. öka temperaturen. För många reaktioner åtföljs en temperaturökning på 10°C av en 2–4-faldig ökning av hastigheten.
4) Hastighet heterogen reaktionerna ökar med ökande ytor av reagerande ämnen. Fasta ämnen mals vanligtvis för detta ändamål. Till exempel, för att järn och svavelpulver ska reagera vid upphettning måste järnet vara i form av fint sågspån.
Observera att i detta fall är formel (1) underförstådd! Formel (2) uttrycker hastigheten per ytenhet, därför kan den inte bero på arean.
5) Reaktionshastigheten beror på närvaron av katalysatorer eller inhibitorer.
Katalysatorer- ämnen som påskyndar kemiska reaktioner, men som inte förbrukas. Ett exempel är den snabba nedbrytningen av väteperoxid med tillsats av en katalysator - mangan (IV) oxid:
2H2O2 = 2H2O + O2
Mangan(IV)oxid finns kvar i botten och kan återanvändas.
Inhibitorer- ämnen som bromsar reaktionen. Till exempel läggs korrosionsinhibitorer till ett vattenvärmesystem för att förlänga livslängden på rör och batterier. I bilar tillsätts korrosionsskyddsmedel till broms- och kylvätska.
Några fler exempel.
När man skriver den kinetiska ekvationen för en reaktion för gasformiga system skrivs istället för koncentrationen (C) reaktanternas tryck (P), eftersom tryckförändringen i systemet liknar förändringen i koncentrationen. En ökning av trycket i systemet orsakar en minskning av systemets volym med samma mängd, medan koncentrationen av reagens per volymenhet ökar på samma sätt. När trycket minskar ökar systemets volym och koncentrationen per volymenhet minskar i enlighet därmed.
Exempel och lösningar på problem.
Exempel 1.
Vilken reaktionshastighet är högre om, per tidsenhet och volymenhet, 9 g vattenånga bildades som ett resultat av den första reaktionen och 3,65 g väteklorid bildades som ett resultat av den andra reaktionen?
Reaktionshastigheten mäts av antalet mol av ett ämne som bildas per volymenhet och tidsenhet. Molär massa av vatten molar massa av väteklorid 
sedan hastigheten på den första reaktionen,
Mol/l×s,
och hastigheten för den andra reaktionen
kommer 
mol/l.
Hastigheten för bildning av vattenånga är större eftersom antalet mol av bildning av vattenånga är större än antalet mol av bildning av väteklorid.
Exempel 2.
Reaktionen mellan ämnena A och B uttrycks med ekvationen: A+2B®C. Den initiala koncentrationen av ämne A är 0,3 mol/l och ämne B är 0,5 mol/l. Hastighetskonstanten är 0,4. Bestäm reaktionshastigheten efter en tid när koncentrationen av ämne A minskar med 0,1 mol/l.
Koncentrationen av ämne A minskade med 0,1 mol/l. Därför, baserat på reaktionsekvationen, minskade koncentrationen av ämne B med 0,2 mol/l, eftersom ämne B föregås av en koefficient på 2. Då blir koncentrationen av ämne A efter en tid lika med 0,3-0,1 = 0,2 mol /l, och koncentrationen B är 0,5-0,2 = 0,3 mol/l.
Bestäm reaktionshastigheten:
Mol/l×s
Exempel 3.
Hur kommer reaktionshastigheten att förändras om NO-koncentrationen ökas med 3 gånger? Enligt massaktionens lag skriver vi uttrycket för reaktionshastigheten:
.
När NO-koncentrationen ökar med 3 gånger blir reaktionshastigheten:
Reaktionshastigheten kommer att öka 9 gånger.
Exempel 4.
Bestäm hur reaktionshastigheten kommer att förändras 
om du ökar trycket i systemet med 2 gånger.
En ökning av trycket i systemet med 2 gånger kommer att orsaka en minskning av systemets volym med 2 gånger, medan koncentrationerna av de reagerande ämnena kommer att öka med 2 gånger.
Enligt lagen om massverkan skriver vi den initiala reaktionshastigheten 
och med en 2-faldig ökning av trycket:
, .
Reaktionshastigheten kommer att öka 8 gånger.
Exempel 5.
Beräkna initialkoncentrationerna av ämnena A och B i systemet A+3B=2C, om jämviktskoncentrationerna av ämnena A är 0,1 mol/l, ämnena B är 0,2 mol/l, ämnena C är 0,7 mol/l.
Vi finner koncentrationen av ämne A som spenderas på reaktionen genom att göra upp proportionen enligt reaktionsekvationen:
2 mol/l C erhållen från 1 mol/l A,
0,7 mol/l C®x mol/l × A.
mol/l A.
Därför är den initiala koncentrationen av ämne A:
0,1 + 0,35 = 0,45 mol/l.
Hitta koncentrationen av ämne B som spenderas på reaktionen.
Vi gör upp proportionen enligt reaktionsekvationen:
2 mol/l C erhållen från 3 mol/l B
0,7 mol/l C ® x mol/l B
x=mol/l A.
Då är den initiala koncentrationen av ämne B:
mol/l.
Exempel 6.
Vid en temperatur på 40 0 C bildades 0,5 mol/l av ämne A. Hur många mol/l A bildas om temperaturen höjs till 80 0 C? Temperaturkoefficienten för reaktionen är 2.
Med hjälp av Van't Hoffs regel skriver vi ner uttrycket för reaktionshastigheten vid 80 0 C:
.
Genom att ersätta dessa problem i ekvationen får vi:
Vid 80 °C bildas 8 mol/l av ämne A.
Exempel 7.
Beräkna förändringen i hastighetskonstanten för en reaktion med en aktiveringsenergi på 191 kJ/mol när temperaturen ökar från 330 till 400 K.
Låt oss skriva Arrhenius-ekvationen för problemvillkoret:
där R är den universella gaskonstanten lika med 8,32 J/k(K×mol).
där förändringen i hastighetskonstanten blir:
Testuppgifter
61. Kemisk reaktionshastighet
2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)
vid koncentrationer av reaktanter =0,3 mol/l och =0,15 mol/l var 1,2·10-3 mol/(l·s). Hitta värdet på reaktionshastighetskonstanten.
62. Med hur många grader ska temperaturen i systemet ökas så att reaktionshastigheten i det ökar 30 gånger (=2,5)?
63. Hur många gånger ska koncentrationen av kolmonoxid i systemet ökas?
2CO = CO2+ C,
så att reaktionshastigheten ökar 4 gånger?
64. Hur många gånger ska trycket ökas så att reaktionshastigheten för NO2-bildning enligt reaktionen
ökat 1000 gånger?
65. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen
2NO(g) + Cl2(g) = 2NOCl(g).
Koncentrationerna av utgångsämnena före reaktionens start var: =0,4 mol/l; = 0,3 mol/l. Hur många gånger kommer reaktionshastigheten att förändras jämfört med den initiala i det ögonblick då hälften av kväveoxiden hinner reagera?
66. Hur många gånger kommer hastighetskonstanten för en kemisk reaktion att öka när temperaturen ökar med 40, om =3,2?
67. Skriv ett uttryck för hastigheten för en kemisk reaktion som sker i ett homogent system enligt ekvationen
och bestäm hur många gånger hastigheten för denna reaktion kommer att öka om:
a) koncentration A kommer att minska med 2 gånger;
b) koncentration A kommer att öka med 2 gånger;
c) koncentration B kommer att öka med 2 gånger;
d) koncentrationen av båda ämnena kommer att öka med 2 gånger.
68. Hur många gånger ska vätekoncentrationen i systemet ökas?
N2 + 3H2= 2NH3,
så att reaktionshastigheten ökar 100 gånger?
69. Beräkna temperaturkoefficienten för reaktionshastigheten om dess hastighetskonstant vid 100 C är 0,0006 och vid 150 C 0,072.
70. Reaktionen mellan kväveoxid (II) och klor fortskrider enligt ekvationen
2NO + Cl2= 2NOCl.
Hur förändras reaktionshastigheten med ökande:
a) koncentrationen av kväveoxid är 2 gånger;
b) klorkoncentration 2 gånger;
c) koncentrationerna av båda ämnena är 2 gånger?
KEMISK JÄMFÖRT
Exempel på problemlösning
Kemisk jämvikt är ett tillstånd i ett system där hastigheterna för framåt- och bakåtkemiska reaktioner är lika, och koncentrationerna av de reagerande ämnena inte förändras över tiden.
En kvantitativ egenskap hos kemisk jämvikt är jämviktskonstanten. Jämviktskonstanten vid en konstant temperatur är lika med förhållandet mellan produkten av jämviktskoncentrationerna av reaktionsprodukterna och produkten av jämviktskoncentrationerna av utgångsämnena, taget i potenser av deras stökiometriska koefficienter, och är ett konstant värde.
I allmänhet, för en homogen reaktion mA+ nB« pC+qD
jämviktskonstanten är:
Vi uttrycker denna ekvation genom lagen om massaktion för en reversibel reaktion.
När yttre förhållanden förändras förskjuts den kemiska jämvikten, uttryckt i en förändring i jämviktskoncentrationerna av utgångsämnena och reaktionsprodukterna. Riktningen för jämviktsförskjutningen bestäms av Le Chateliers princip: om ett yttre inflytande utövas på ett system i jämvikt, så förskjuts jämvikten i den riktning som försvagar det yttre inflytandet.
Kemisk jämvikt kan förskjutas genom påverkan av förändringar i koncentrationen av reagerande ämnen, temperatur och tryck.
Med en ökning av koncentrationen av utgångsämnena kommer jämvikten att förskjutas i enlighet med Le Chateliers princip mot reaktionsprodukterna, och med en ökning av koncentrationerna av produkterna - mot utgångsämnena.
När temperaturen ändras (ökar) skiftar jämvikten mot den endotermiska reaktionen (D H > 0), som uppstår vid absorption av värme, d.v.s. hastigheten för framåtreaktionen ökar och jämvikten skiftar mot reaktionsprodukterna. I fallet med en exoterm reaktion (DH > 0), när temperaturen ökar, kommer hastigheten för den omvända reaktionen att öka, vilket säkerställer absorptionen av värme, och jämvikten kommer att skifta mot utgångsämnena.
Om reaktionen involverar ämnen i ett gasformigt tillstånd, kan den kemiska jämvikten förskjutas genom att ändra trycket. En ökning av trycket är ekvivalent med en ökning av koncentrationen av reaktanter. När trycket ökar skiftar jämvikten mot en reaktion med färre mol gasformiga ämnen, och när trycket minskar, mot en reaktion med ett större antal mol gasformiga ämnen.
Exempel 1.
Beräkna de initiala koncentrationerna av ämnena A och B i det homogena systemet A + 3B «2C, om jämviktskoncentrationerna A = 0,1 mol/l, B = 0,2 mol/l, C = 0,7 mol/l.
Det är känt att den initiala koncentrationen av ett ämne är lika med summan av jämviktskoncentrationen och koncentrationen som spenderas på reaktionen, dvs. reagerade:
För att hitta det måste du veta hur mycket ämne A reagerade.
Vi beräknar genom att sammansätta proportionen enligt reaktionsekvationen:
2mol/l C erhållen från 1 mol/l A
0,7 mol/l C ––––––––x mol/l A,
x= (0,7x1)/2= 0,35 mol/l
Vi beräknar den initiala koncentrationen av ämne B:
För att hitta den, låt oss skapa en proportion:
2 mol/l C erhållen från 3 mol/l B
0,7 mol/l C –––––––––––––––x mol/l B
x = (0,7x3)/2 = 1,05 mol/l
Då är den initiala koncentrationen B:
Exempel 2.
Beräkna jämviktskoncentrationerna av ämnen i systemet A + B “C + D, förutsatt att de initiala koncentrationerna av ämnen är: A = 1 mol/l, B = 5 mol/l. Jämviktskonstanten är 1.
Låt oss anta att vid tiden för jämvikt för ämnet A x mol har reagerat. Baserat på reaktionsekvationen kommer jämviktskoncentrationerna att vara:
;
eftersom det enligt reaktionsekvationen för ämne B tog samma mängd reaktion som ämne A reagerade.
Vi byter ut värdena för jämviktskoncentrationer med jämviktskonstanten och hittar x.
Sedan: 
Exempel 3.
En jämvikt har upprättats i systemet: 2AB + B 2 “2AB; D H > 0.
I vilken riktning kommer jämvikten att skifta när temperaturen sjunker?
Denna direkta reaktion är endoterm, dvs. går med absorptionen av värme, därför, när temperaturen i systemet minskar, kommer jämvikten, i enlighet med Le Chateliers princip, att förskjutas till vänster, mot den omvända reaktionen, som är exoterm.
Exempel 4.
Jämvikten för systemet A + B « AB fastställdes vid följande koncentrationer av ämnen: C (A) = C ( B) = C ( AB) = 0,01 mol/l. Beräkna jämviktskonstanten och initiala koncentrationer av ämnen. 72. Initiala koncentrationer av kväve (II) oxid och klor i systemet
2NO + Cl2 2NOCl
är 0,5 mol/l respektive 0,2 mol/l. Beräkna jämviktskonstanten om 20 kväveoxid har reagerat när jämvikten inträffar.
73. Vid en viss temperatur är jämviktskoncentrationerna av reagenserna i en reversibel kemisk reaktion
2A(g)+B(g) 2C(g)
var [A]=0,04 mol/l, [B]=0,06 mol/l, [C]=0,02 mol/l. Beräkna jämviktskonstanten och de initiala koncentrationerna av ämnena A och B.
74. Vid en viss temperatur, jämviktskoncentrationerna i systemet
var respektive: = 0,04 mol/l, = 0,06 mol/l,
0,02 mol/l. Beräkna jämviktskonstanten och den initiala kon-
koncentration av svavel(IV)oxid och syre.
75. När systemet är i jämvikt
koncentrationerna av de inblandade ämnena var: = 0,3 mol/l; = = 0,9 mol/1; = 0,4 mol/l. Beräkna hur hastigheten för framåt- och bakåtreaktionerna kommer att förändras om trycket ökar 5 gånger. I vilken riktning kommer jämvikten att skifta?
76. Beräkna jämviktskonstanten för en reversibel reaktion
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g),
om jämviktskoncentrationen = 0,04 mol/l, och de initiala koncentrationerna av ämnen = 1 mol/l, = 0,8 mol/l.
77. Systemets jämvikt
CO + Cl2 COCl2,
fastställt vid följande koncentrationer av reaktanter: [CO] = =[Cl2] = = 0,001 mol/l. Bestäm jämviktskonstanten och de initiala koncentrationerna av kolmonoxid och klor.
78. De initiala koncentrationerna av kolmonoxid (II) och vattenånga är lika och uppgår till 0,03 mol/l. Beräkna jämviktskoncentrationerna av CO, H2O och H2 i systemet
CO + H2O CO2+ H2,
om jämviktskoncentrationen av CO2 var lika med 0,01 mol/l. Beräkna jämviktskonstanten.
79. Bestäm jämviktskoncentrationen av väte i systemet
om den initiala koncentrationen av HJ var 0,05 mol/l, och jämviktskonstanten K = 0,02.
80. Systemets jämviktskonstant
CO + H2O CO2+ H2
vid en viss temperatur är lika med 1. Beräkna den procentuella sammansättningen av blandningen vid jämvikt om de initiala koncentrationerna av CO och H2O är 1 mol/l.
